Оксид нікелю(II)

Окси́д ні́келю(II), ні́кель(II) оксид — неорганічна бінарна сполука складу NiO. За звичайних умов є зеленуватими кристалами. У природі перебуває у вигляді мінералу бунзеніту. Оксид проявляє слабкі амфотерні властивості. Використовується як каталізатор та зелений пігмент.

Поширення у природі

Оксид нікелю(II) є доволі малопоширеною в природі сполукою. Він розповсюджений, головним чином, у вигляді мінералу бунзеніту.

Отримання

Оксид нікелю отримують, перш за все, термічним розкладанням у вакуумі або атмосфері азоту його кисневмісних сполук (гідроксиду, нітрату, сульфату):

$\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{(}\mathrm{O}\mathrm{H}{\mathrm{)}}_{\mathrm{2}}\stackrel{230-360^{o}C}{\to }\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

$\mathrm{2}\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{(}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}{\mathrm{)}}_{\mathrm{2}}\stackrel{>500^{o}C}{\to }\mathrm{2}\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{4}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}$

$\mathrm{2}\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\stackrel{>700^{o}C}{\to }\mathrm{2}\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}$

Іншим методом отримання оксиду NiO є окиснення сполук, наприклад, металевого нікелю або його сульфіду. Проте в даному випадку можуть утворюватися домішки інших оксидів нікелю (Ni₂O₃, Ni₃O₄, NiO₂).

$\mathrm{2}\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{+}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\stackrel{500-1000^{o}C}{\to }\mathrm{2}\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{O}$

$\mathrm{2}\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{S}\mathrm{+}\mathrm{3}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\stackrel{600-800^{o}C}{\to }\mathrm{2}\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}$

Хімічні властивості

Оксид нікелю не взаємодіє з водою та не піддається окисненню. Він є амфотерним оксидом. Реагує з розведенимим кислотами (однак, після тривалого прокалювання стає майже не реакційноздатним). Більшість солей Ni²⁺ мають насичений зелений колір розчинів:

$\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{\to }\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

$\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{\to }\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

При спіканні взаємодіє із лугами та оксидами активних металів (наприклад, лужноземельних):

$\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}\mathrm{H}\stackrel{400^{o}C}{\to }\mathrm{N}{\mathrm{a}}_{\mathrm{2}}\mathrm{N}\mathrm{i}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

$\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{B}\mathrm{a}\mathrm{O}\stackrel{1200^{o}C}{\to }\mathrm{[}\mathrm{B}\mathrm{a}\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{]}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}$

NiO розчиняється у концентрованому гідроксиді амонію, утворюючи координаційні сполуки. Атом Нікелю здатен координувати 4 або 6 лігандів:

$\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{6}\mathrm{N}{\mathrm{H}}_{\mathrm{4}}\mathrm{O}\mathrm{H}\stackrel{}{\to }\mathrm{[}\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{(}\mathrm{N}{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}{\mathrm{)}}_{\mathrm{6}}\mathrm{]}\mathrm{(}\mathrm{O}\mathrm{H}{\mathrm{)}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{5}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

Оксид відновлюється під дією водню та коксу до металевого нікелю:

$\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\stackrel{200-400^{o}C}{\to }\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

$\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{C}\stackrel{300-400^{o}C}{\to }\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{+}\mathrm{C}\mathrm{O}$

Застосування

Оксид нікелю широко використовується як зелений пігмент для керамічної промисловості, а також як каталізатор.

Джерела

• Шаблон:Книга Шаблон:Ref-en
• Шаблон:Книга Шаблон:Ref-ru
• Шаблон:Книга Шаблон:Ref-ru