Оксид никеля(II)

У этого термина существуют и другие значения, см. Оксид никеля.

Оксид никеля(II)
Общие
Систематическое наименование	Оксид никеля(II)
Традиционные названия	Оксид никеля, окись никеля
Химическая формула	NiO
Эмпирическая формула	NiO
Физические свойства
Состояние (ст. усл.)	твёрдое
Молярная масса	74,69 г/моль
Плотность	α-NiO 6,67 г/см³ β-NiO 7,45[1] г/см³
Термические свойства
Температура плавления	1682 °C
Температура разложения	1230 °C
Молярная теплоёмкость (ст. усл.)	44,3 Дж/(моль·К)
Энтальпия образования (ст. усл.)	-239,7 кДж/моль

Оксид никеля(II) — это неорганическое бинарное соединение двухвалентного никеля с кислородом. Химическая формула NiO. Встречается в природе в виде редкого минерала бунзенита.

Физические свойства

Оксид никеля(II) — кристаллическое вещество, в зависимости от способа получения и термической обработки имеет цвет от светло- до тёмно-зелённого или чёрного. Имеет две кристаллические модификации:

• α-NiO до Т<252 °C, антиферромагнетик, тригональная сингония, параметры элементарной ячейки a = 0,29549 нм, c = 0,7228 нм, d = 6,67 г/см³;
• β-NiO при Т>252 °C, кубическая сингония, пространственная группа F m3m, a = 0,41768 нм, Z = 4, структура типа NaCl, d = 7,45 ^[1]г/см³.

Получение

В природе оксид никеля встречается в виде минерала бунзенита — октаэдрические кристаллы, цвет от тёмно-зелёного до буровато-чёрного в зависимости от примесей. Химический состав нестехиометрический NiO_x, где x = ~1 с примесями Bi, Co, As. Очень редок, встречается в Иогангеоргенштадте, в Саксонии.

Оксид никеля можно синтезировать непосредственно из элементов окислением Ni при нагревании на воздухе или в кислороде:

$\mathsf{2Ni + O_2\ \xrightarrow{500-1000^oC}\ 2NiO}$

Оксид никеля(II) может быть получен термическим разложением в гидроксида никеля(II) или некоторых солей двухвалентного никеля (карбоната, нитрата и др.)^[2]:

$\mathsf{Ni(OH)_2\ \xrightarrow{230-250^oC}\ NiO+H_2O}$

$\mathsf{NiCO_3\ \xrightarrow{>300^oC}\ NiO+CO_2}$

Химические свойства

Термически оксид никеля очень устойчив. Только при температурах выше 1230 °C становится заметна его обратимая диссоциация:

$\mathsf{2NiO\ \rightleftarrows\ 2Ni + O_2}$

Проявляет амфотерные свойства (основные преобладают), в воде практически не растворим:

$\mathsf{NiO + 7H_2O\ \rightleftarrows\ [Ni(H_2O)_6)]^{2+} + 2OH^-}$     p ПР = 15,77

Реагирует с кислотами:

$\mathsf{NiO + 2HCl\ \xrightarrow\ NiCl_2 + H_2O}$

При спекании взаимодействует с щелочами и оксидами типичных металлов:

$\mathsf{NiO + 2NaOH\ \xrightarrow{400^\circ C}\ Na_2NiO_2 + H_2O}$

$\mathsf{NiO + BaO\ \xrightarrow{1200^\circ C}\ BaNiO_2}$

С концентрированным раствором аммиака образует амминокомплексы:

$\mathsf{NiO + 6(NH_3\cdot H_2O)\ \xrightarrow{T}\ [Ni(NH_3)_6]OH + 5H_2O}$

Восстанавливается водородом или другими восстановителями (С, Mg, Al) до металла:

$\mathsf{NiO + H_2\ \xrightarrow{200-400^\circ C}\ Ni + H_2O}$

При сплавлении с кислотными оксидами образует соли:

$\mathsf{2NiO + SiO_2\ \xrightarrow{1200^\circ C}\ Ni_2SiO_4}$

Применение

Основное применение оксида никеля — промежуточный продукт при получении солей никеля(II), никельсодержащих катализаторов и ферритов. Используется NiO как зелёный пигмент для стекла, глазурей и керамики. Объём производства оксида никеля около 4000 тонн/год ^[3].

Безопасность

Как и все соединения никеля его оксид тоже ядовитый. ПДК в воздухе для рабочей зоны 0,005 мг/м³ (в пересчёте на Ni).

См. также

• Оксид никеля(III)

Примечания

1. ↑ ^{1 2} Противоречивые данные. По параметрам элементарной ячейки d = 6,80 г/см³.
2. ↑ Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Константы неорганических веществ: справочник / Под редакцией проф. Р.А.Лидина. — 2-е изд., перераб. и доп.. — М.: «Дрофа», 2006. — С. 144—145. — ISBN 5-7107-8085-5
3. ↑ K. Lascelles, L. G. Morgan, D. Nicholls, D. Beyersmann “Nickel Compounds” in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005 Wiley-VCH, Weinheim, 2005.

Литература

• Химическая энциклопедия: В 5 т.: т. 3: Редколегия: Кнунянц И.Л. и др.-М., Большая Российская энциклопедия, 1992, 639 с.
• Лидин Р.А., Молочко В.А., Андреева Л.Л., Химические свойства неорганических веществ, М., Химия, 2000.
• Рипан Р., Четяну И., Неорганическая химия, т.2 Химия металлов, М., Мир, 1972.