Русская Википедия:Оксид никеля(II)

Содержание

Текст

Текст

Текст

Текст

Текст

Текст

Текст

Текст

Текст

Оксид никеля(II) — 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-зелёного 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 = 7,45г/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.

Небольшие количества оксида никеля (II) можно получить разложением карбонила никеля на воздухе с образованием углекислого газа.

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

<math>\mathsf{2Ni + O_2\ \xrightarrow{500-1000^oC}\ 2NiO}</math>

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

<math>\mathsf{Ni(OH)_2\ \xrightarrow{230-250^oC}\ NiO+H_2O}</math>

<math>\mathsf{NiCO_3\ \xrightarrow{>300^oC}\ NiO+CO_2}</math>

Химические свойства

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

<math>\mathsf{2NiO\ \rightleftarrows\ 2Ni + O_2}</math>

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

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

Реагирует с кислотами:

<math>\mathsf{NiO + 2HCl\ \xrightarrow\ NiCl_2 + H_2O}</math>

При спекании взаимодействует с щелочами и оксидами типичных металлов:

<math>\mathsf{NiO + 2NaOH\ \xrightarrow{400^\circ C}\ Na_2NiO_2 + H_2O}</math>

<math>\mathsf{NiO + BaO\ \xrightarrow{1200^\circ C}\ BaNiO_2}</math>

С концентрированным раствором аммиака образует амминокомплексы:

<math>\mathsf{NiO + 6(NH_3\cdot H_2O)\ \xrightarrow{T}\ [Ni(NH_3)_6](OH)_2 + 5H_2O}</math>

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

<math>\mathsf{NiO + H_2\ \xrightarrow{200-400^\circ C}\ Ni + H_2O}</math>

При сплавлении с кислотными оксидами образует соли:

<math>\mathsf{2NiO + SiO_2\ \xrightarrow{1200^\circ C}\ Ni_2SiO_4}</math>

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.

Безопасность

Как и большинство соединений никеля, его оксид тоже ядовитый и канцерогенный. ПДК в воздухе для рабочей зоны 0,005 мг/см³ (в пересчёте на NiШаблон:Sup).

ЛД50 - 100 мг/кг. Класс опасности — 2.

Литература

• Химическая энциклопедия: В 5 т.: т. 3: Редколлегия: 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.