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.

Оксид нікелю(II)
Систематична назва	Нікель(II) оксид
Інші назви	монооксид нікелю
Ідентифікатори
Номер CAS	1313-99-1
Номер EINECS	215-215-7
RTECS	QR8400000
SMILES	O=[Ni][1]
InChI	InChI=1S/Ni.O
Властивості
Молекулярна формула	NiO
Молярна маса	74,692 г/моль
Зовнішній вигляд	сіро-зелені кристали
Густина	6,72 г/см³[2]
Тпл	1955 °C[2]
Розчинність (вода)	нерозчинний
Розчинність (кислоти)	розчинний
Пов'язані речовини
Інші аніони	гідроксид нікелю(II)
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

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):

${\displaystyle \mathrm {Ni(OH)_{2}{\xrightarrow {230-360^{o}C}}NiO+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {2Ni(NO_{3})_{2}{\xrightarrow {>500^{o}C}}2NiO+4NO_{2}+O_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {2NiSO_{4}{\xrightarrow {>700^{o}C}}2NiO+2SO_{2}+O_{2}} }$

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).

${\displaystyle \mathrm {2Ni+O_{2}{\xrightarrow {500-1000^{o}C}}2NiO} }$

${\displaystyle \mathrm {2NiS+3O_{2}{\xrightarrow {600-800^{o}C}}2NiO+2SO_{2}} }$

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:

${\displaystyle \mathrm {NiO+2HCl\rightarrow NiCl_{2}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {NiO+H_{2}SO_{4}\rightarrow NiSO_{4}+H_{2}O} }$

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

${\displaystyle \mathrm {NiO+2NaOH{\xrightarrow {400^{o}C}}Na_{2}NiO_{2}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {NiO+BaO{\xrightarrow {1200^{o}C}}[BaNi]O_{2}} }$

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

${\displaystyle \mathrm {NiO+6NH_{4}OH{\xrightarrow {}}[Ni(NH_{3})_{6}](OH)_{2}+5H_{2}O} }$

Оксид відновлюється під дією водню та коксу до металевого нікелю:

${\displaystyle \mathrm {NiO+H_{2}{\xrightarrow {200-400^{o}C}}Ni+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {NiO+C{\xrightarrow {300-400^{o}C}}Ni+CO} }$

Застосування

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

Примітки

1. Nickel(II) oxide

   d:Track:Q278487
2. За тиску 101,3 кПа

Джерела

• CRC Handbook of Chemistry and Physics / D. R. Lide. — 86th. — Boca Raton (FL) : CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия: Химия металлов / В. И. Спицын. — М. : «Мир», 1972. — Т. 2. — 871 с. (рос.)
• Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Р. А. Лидин. — 3-е. — М. : Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0. (рос.)