Меню Главная Случайная статья Настройки Оксид никеля(II) Материал из https://ru.wikipedia.org Оксид никеля(II) — неорганическое бинарное соединение двухвалентного никеля с кислородом. Химическая формула NiO. Встречается в природе в виде редкого минерала бунзенита. Содержание 1 Физические свойства 2 Получение 3 Химические свойства 4 Применение 5 Безопасность 6 Примечания 7 Литература 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: -NiO до Т<252 °C, антиферромагнетик, тригональная сингония, параметры элементарной ячейки a = 0,29549 нм, c = 0,7228 нм, d = 6,67 г/см3; -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 NiOx, 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: ${\displaystyle {\mathsf {2Ni+O_{2}\ {\xrightarrow {500-1000^{o}C}}\ 2NiO}}}$ Оксид никеля(II) может быть получен термическим разложением гидроксида никеля(II) или некоторых солей двухвалентного никеля (карбоната, нитрата и др.)[2]: ${\displaystyle {\mathsf {Ni(OH)_{2}\ {\xrightarrow {230-250^{o}C}}\ NiO+H_{2}O}}}$ ${\displaystyle {\mathsf {NiCO_{3}\ {\xrightarrow {>300^{o}C}}\ NiO+CO_{2}}}}$ Химические свойства Термически оксид никеля очень устойчив. Только при температурах выше 1230 °C становится заметна его обратимая диссоциация: ${\displaystyle {\mathsf {2NiO\ \rightleftarrows \ 2Ni+O_{2}}}}$ Проявляет амфотерные свойства (основные преобладают), в воде практически не растворим: ${\displaystyle {\mathsf {NiO+7H_{2}O\ \rightleftarrows \ [Ni(H_{2}O)_{6}]^{2+}+2OH^{-}}}}$     p ПР = 15,77 Реагирует с кислотами: ${\displaystyle {\mathsf {NiO+2HCl\ {\xrightarrow {\ }}NiCl_{2}+H_{2}O}}}$ При спекании взаимодействует с щелочами и оксидами типичных металлов: ${\displaystyle {\mathsf {NiO+2NaOH\ {\xrightarrow {400^{\circ }C}}\ Na_{2}NiO_{2}+H_{2}O}}}$ ${\displaystyle {\mathsf {NiO+BaO\ {\xrightarrow {1200^{\circ }C}}\ BaNiO_{2}}}}$ С концентрированным раствором аммиака образует амминокомплексы: ${\displaystyle {\mathsf {NiO+6(NH_{3}\cdot H_{2}O)\ {\xrightarrow {T}}\ [Ni(NH_{3})_{6}](OH)_{2}+5H_{2}O}}}$ Восстанавливается водородом или другими восстановителями (С, Mg, Al) до металла: ${\displaystyle {\mathsf {NiO+H_{2}\ {\xrightarrow {200-400^{\circ }C}}\ Ni+H_{2}O}}}$ При сплавлении с кислотными оксидами образует соли: ${\displaystyle {\mathsf {2NiO+SiO_{2}\ {\xrightarrow {1200^{\circ }C}}\ Ni_{2}SiO_{4}}}}$ 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 большинство соединений никеля, его оксид тоже ядовитый и канцерогенный. ПДК в воздухе для рабочей зоны 0,005 мг/см3 (в пересчёте на Ni2+). ЛД50 - 100 мг/кг. Класс опасности — 2. Примечания 1 2 Противоречивые данные. По параметрам элементарной ячейки d = 6,80 г/см3. 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. 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: 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.