Какие свойства кислотные или основные проявляет ni oh 2
| Гидроксид никеля II | |
|---|---|
| Систематическое наименование | Гидроксид никеля II |
| Традиционные названия | Гидроокись никеля |
| Хим. формула | H2NiO2 |
| Рац. формула | Ni(OH)2 |
| Состояние | светло-зелёные кристаллы |
| Молярная масса | 92,70 г/моль |
| Плотность | 3,65; 4,1 г/см³ |
| Растворимость | |
| • в воде | 0,0005 г/100 мл |
| Рег. номер CAS | 12054-48-7 |
| PubChem | 61534 |
| Рег. номер EINECS | 235-008-5 |
| SMILES | [Ni+2].[OH-].[OH-] |
| InChI | 1S/Ni.2H2O/h;2*1H2/q+2;;/p-2 BFDHFSHZJLFAMC-UHFFFAOYSA-L |
| RTECS | QR648000 |
| ChemSpider | 55452 и 21171180 |
| Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. | |
Гидроксид никеля II — неорганическое соединение, гидроксид металла никеля с формулой Ni(OH)2, светло-зелёные кристаллы, не растворяется в воде, образует гидраты.
Получение
- Действие концентрированных щелочей на раствор солей двухвалентного никеля:
NiSO4 + 2 NaOH → Ni(OH)2 ↓ + Na2SO4 NiCl2 + 2 NaOH → Ni(OH)2 ↓ + 2 NaCl
Физические свойства
Гидроксид никеля II образует светло-зелёные кристаллы тригональной сингонии, пространственная группа P 3m1, параметры ячейки a = 0,3117 нм, c = 0,4595 нм, Z = 1.
Из раствора осаждается гидрат Ni(OH)2•n H2O из которого после сушки над серной кислотой выделяется соединение стехиометрического состава 3Ni(OH)2•2H2O.
Не растворяется в воде, р ПР = 13,80.
Химические свойства
- При нагревании разлагается:
Ni(OH)2 →230−360oC NiO + H2O
- Реагирует с кислотами:
Ni(OH)2 + 2 HCl → NiCl2 + 2 H2O
- Медленно реагирует с щелочами с образованием тетрагидроксоникелатов:
Ni(OH)2 + 2 NaOH → Na2[Ni(OH)4] ↓
- С растворами аммиака образует комплексные аммины:
Ni(OH)2 + 6 (NH3 ⋅ H2O) → [Ni(NH3)6](OH)2 + 6 H2O Ni(OH)2 + 4 (NH3 ⋅ H2O ) + 2 NH4Cl → [Ni(NH3)6]Cl2 + 6 H2O
- Является слабым восстановителем:
2 Ni(OH)2 + Cl2 + 2 KOH → 2 NiO(OH) + 2 KCl + 2 H2O
Соединения никеля | |
|---|---|
| |
Источник
| Имена | |
|---|---|
| Название ИЮПАК Гидроксид никеля (II) | |
| Другие названия Гидроксид никеля, теофрастит | |
| Идентификаторы | |
Количество CAS |
|
3D модель ( JSmol ) |
|
| ChemSpider |
|
| ECHA InfoCard | 100.031.813 |
| Номер ЕС |
|
PubChem CID |
|
| Номер RTECS |
|
| UNII |
|
Панель управления CompTox ( EPA ) |
|
ИнЧИ
| |
Улыбки
| |
| Свойства | |
Химическая формула | Ni (OH) 2 |
| Молярная масса | 92,724 г / моль (безводный) 110,72 г / моль (моногидрат) |
| вид | зеленые кристаллы |
| Плотность | 4,10 г / см 3 |
| Температура плавления | 230 ° С (446 ° F, 503 К) (безводный, разлагается) |
Растворимость в воде | 0,13 г / л |
Магнитная восприимчивость (χ) | + 4500,0 · 10 −6 см 3 / моль |
| Структура | |
Кристальная структура | шестиугольный, hP3 |
Космическая группа | П 3 м1, № 164 |
Постоянная решетки | a = 0,3117 нм, b = 0,3117 нм, c = 0,4595 нм α = 90 °, β = 90 °, γ = 120 ° |
| Термохимия | |
Стандартная мольная | 79 Дж · моль −1 · K −1 |
Std энтальпия | −538 кДж · моль −1 |
| Опасности | |
| Паспорт безопасности | Внешний SDS |
| Пиктограммы GHS | |
| Сигнальное слово GHS | Опасность |
Положения об опасности GHS | H302 , H332 , H315 , H334 , H317 , H341 , H350 , H360 , H372 |
Меры предосторожности GHS | P260 , P284 , P201 , P280 , P405 , P501 |
| Смертельная доза или концентрация (LD, LC): | |
LD 50 ( средняя доза ) | 1515 мг / кг (перорально, крыса) |
Если не указано иное, данные приведены для материалов в их стандартном состоянии (при 25 ° C [77 ° F], 100 кПа). | |
| проверить ( что есть ?) | |
| Ссылки на инфобоксы | |
В середине пробирки находится осадок гидроксида никеля (II).
Гидроксид никеля (II) представляет собой неорганическое соединение с формулой Ni (OH) 2 . Это твердое вещество яблочно-зеленого цвета, которое растворяется с разложением в аммиаке и аминах и подвергается воздействию кислот. Он электроактивен, превращаясь в оксигидроксид Ni (III) , что приводит к широкому применению в аккумуляторных батареях.
Свойства
Гидроксид никеля (II) имеет два хорошо охарактеризованных полиморфа, α и β. Α-структура состоит из слоев Ni (OH) 2 с интеркалированными анионами или водой. Β-форма имеет гексагональную плотноупакованную структуру из ионов Ni 2+ и OH – . В присутствии воды α-полиморф обычно перекристаллизуется в β-форму. В дополнение к α- и β-полиморфам, было описано несколько γ-гидроксидов никеля, отличающихся кристаллическими структурами с гораздо большими межслойными расстояниями.
Минеральная форма Ni (OH) 2 , теофрастит, была впервые обнаружена в регионе Вермион на севере Греции в 1980 году. В природе она встречается в виде полупрозрачного изумрудно-зеленого кристалла, образованного тонкими пластинами вблизи границ кристаллов идокразы или хлорита. Никель-магниевый вариант минерала (Ni, Mg) (OH) 2 был ранее обнаружен в Хагдейле на острове Унст в Шотландии.
Реакции
Гидроксид никеля (II) часто используется в автомобильных аккумуляторных батареях. В частности, Ni (OH) 2 легко окисляется до оксигидроксида никеля, NiOOH, в сочетании с реакцией восстановления, часто до гидрида металла (реакции 1 и 2).
Реакция 1
Ni (OH) 2 + OH – → NiO (OH) + H 2 O + e –
Реакция 2
M + H 2 O + e – → MH + OH –
Чистая реакция (в H 2 O) Ni (OH) 2 + M → NiOOH + MH
Из двух полиморфов α-Ni (OH) 2 имеет более высокую теоретическую емкость и, таким образом, обычно считается предпочтительным в электрохимических применениях. Однако в щелочных растворах он превращается в β-Ni (OH) 2 , что привело к многочисленным исследованиям возможности использования стабилизированных электродов α-Ni (OH) 2 для промышленного применения.
Синтез
Синтез включает обработку водных растворов солей никеля (II) гидроксидом калия.
Токсичность
Ион Ni 2+ является известным канцерогеном. Токсичность и связанные с этим соображения безопасности привели к исследованиям, направленным на увеличение плотности энергии электродов Ni (OH) 2 , таких как добавление гидроксидов кальция или кобальта.
Смотрите также
- Никель-кадмиевый аккумулятор
- Никель-водородный аккумулятор
- Никель-металлогидридная батарея
- Никель-железный аккумулятор
Рекомендации
внешние ссылки
Источник
Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 3 декабря 2019; проверки требуют 4 правки.
У этого термина существуют и другие значения, см. Оксид никеля.
| Оксид никеля(II) | |
|---|---|
| Систематическое наименование | Оксид никеля(II); оксид никеля(2+) |
| Традиционные названия | Оксид никеля, окись никеля, бунзенит |
| Хим. формула | NiO |
| Рац. формула | NiO |
| Состояние | твёрдое |
| Молярная масса | 74,69 г/моль |
| Плотность | α-NiO 6,67 г/см³ β-NiO 7,45[1] |
| Температура | |
| • плавления | 1682 °C |
| • разложения | 1230 °C |
| Мол. теплоёмк. | 44,3 Дж/(моль·К) |
| Энтальпия | |
| • образования | -239,7 кДж/моль |
| Рег. номер CAS | 1313-99-1 |
| PubChem | 14805 |
| Рег. номер EINECS | 215-215-7 |
| SMILES | O=[Ni] |
| InChI | InChI=1S/Ni.O GNRSAWUEBMWBQH-UHFFFAOYSA-N |
| RTECS | QR8400000 |
| ChemSpider | 14121 |
| ЛД50 | 100-149,2 мг/кг |
| Токсичность | Токсичен, канцерогенен |
| Пиктограммы ECB | |
| NFPA 704 | 3 |
| Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. | |
| Медиафайлы на Викискладе | |
Оксид никеля(II) — неорганическое бинарное соединение двухвалентного никеля с кислородом. Химическая формула NiO. Встречается в природе в виде редкого минерала бунзенита.
Физические свойства[править | править код]
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 = 7,45[1]г/см³.
Получение[править | править код]
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:
Оксид никеля(II) может быть получен термическим разложением гидроксида никеля(II) или некоторых солей двухвалентного никеля (карбоната, нитрата и др.)[2]:
Химические свойства[править | править код]
Термически оксид никеля очень устойчив. Только при температурах выше 1230 °C становится заметна его обратимая диссоциация:
Проявляет амфотерные свойства (основные преобладают), в воде практически не растворим:
p ПР = 15,77
Реагирует с кислотами:
При спекании взаимодействует с щелочами и оксидами типичных металлов:
С концентрированным раствором аммиака образует амминокомплексы:
Восстанавливается водородом или другими восстановителями (С, Mg, Al) до металла:
При сплавлении с кислотными оксидами образует соли:
Применение[править | править код]
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[править | править код]
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[править | править код]
- ↑ 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[править | править код]
- 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.
Источник
Оксиды кобальта (II) и никеля (II) можно получить термическим разложением соответствующих гидроксидов или карбонатов:
Но в случае с кобальтом прокаливание необходимо проводить в отсутствие кислорода воздуха, иначе образуется смешанный оксид кобальта:
Кроме того, оксид двухвалентного никеля образуется при непосредственном окислении металла кислородом воздуха.
В результате этих реакций оксиды кобальта (II) и никеля (II) обычно получаются в виде зеленых порошков, которые незначительно различаются оттенками. Необходимо отметить, что окраска CoO зависит от степени упорядоченности атомов в кристаллической решетке, а также от размера частиц оксида: кроме зеленого оксид кобальта (II) может быть желтым, серым, коричневым, красноватым, синеватым или даже черным.
По своему химическому поведению оксиды двухвалентного кобальта и никеля принадлежат к группе основных оксидов. Поэтому они достаточно легко взаимодействуют с сильными кислотами или кислотными оксидами, тогда как с щелочами реакция не идет:
С водой оба оксида не взаимодействуют, поэтому соответствующие им основания проходится получать косвенными методами, зато при нагревании в атмосфере водорода они восстанавливаются до металлов:
Наиболее существенным отличием между оксидами двухвалентного кобальта и никеля является их поведение при прокаливании на открытом воздухе. Оксид никеля NiO при сильном нагревании не претерпевает химических превращений, лишь спекается в серо-черную кристаллическую массу, тогда как оксид кобальта (II) подвергается частичному окислению с образованием промежуточного оксида:
Оксиды кобальта (III) и никеля (III). При осторожном высушивании гидроксидов трехвалентных кобальта и никеля образуются черные вещества, которым приписывают состав Co2O3 и Ni2O3 соответственно:
Более точно структуру полученных соединений установить невозможно, так как уже при незначительном нагревании они разлагаются с отщеплением кислорода:
Из-за малой устойчивости оксидов трехвалентного кобальта и никеля детально изучить их химические свойства не представляется возможным. На сегодняшний момент известно, что они являются сильными окислителями и принадлежат к группе основных оксидов. Этим оксиды трехвалентных кобальта и никеля значительно отличаются от оксида железа (III), который не обладает сильными окислительными свойствами.
И окислительная способность, и основный характер проявляются при взаимодействии Co2O3 и Ni2O3 с сильными кислотами. Если к оксиду кобальта (III) или никеля (III) добавить кислоту, которая может выступать в роли восстановителя, одновременно с растворением оксида будет происходить окисление кислоты. Например, взаимодействие рассматриваемых в данном разделе оксидов с соляной кислотой приводит к выделению газообразного хлора и образованию солей, в которых металлы проявляют более характерную для них валентность II:
В случае использования неокисляющейся кислоты (например, серной или азотной) будет наблюдаться выделение кислорода и по-прежнему образование солей двухвалентного кобальта или никеля:
С водой оксиды кобальта (III) и никеля (III) не взаимодействуют, поэтому соответствующие основания Co(OH)3 и Ni(OH)3 получают косвенными методами. Также никакой реакции не наблюдается при добавлении к Co2O3 и Ni2O3 водных растворов или расплавов щелочей.
Гидроксиды кобальта (II) и никеля (II). Наиболее распространенный способ получения гидроксида двухвалентного кобальта или никеля – добавление разбавленных щелочей к растворам солей кобальта (II) или никеля (II):
Оба основания представляют собой нерастворимые в воде аморфные вещества, окрашенные в различные цвета: Co(OH)2 – в бледно-красный; Ni(OH)2 – в светло-зеленый. Гидроксид кобальта при стоянии на воздухе постепенно окисляется кислородом воздуха до гидроксида кобальта (III). В этом отношении Co(OH)2 подобен гидроксиду двухвалентного железа, который также подвергается окислению со стороны кислорода:
Но скорость окисления гидроксида кобальта значительно меньше скорости аналогичной реакции гидроксида железа (II). Гидроксид никеля (II) устойчив по отношению к кислороду и поэтому не меняется при длительном стоянии, но его (а также гидроксид двухвалентного кобальта) можно окислить действием сильных окислителей в присутствии щелочей:
В данном случае вновь проявляется небольшое отличие от гидроксида железа: в то время как окисление железа приводит к образованию ферратов (соединений, в которых железо шестивалентно), окисление кобальта и никеля останавливается на трехвалентном состоянии. Следовательно, гидроксиды кобальта (II) и никеля (II) проявляют слабые восстановительные свойства.
С точки зрения кислотно-основного взаимодействия гидроксиды обоих металлов относятся к группе слабых оснований. В соответствии с этим они хорошо взаимодействуют только с сильными кислотами, а также некоторыми слабыми кислотами, с которыми образуют хорошо растворимые соли:
Благодаря большой склонности кобальта и никеля к образованию комплексных аммиакатов оба гидроксида растворяются в водном растворе аммиака:
Кроме того, гидроксиды кобальта и никеля разлагаются при нагревании. Продуктом разложения Ni(OH)2 всегда будет оксид двухвалентного никеля:
тогда как Co(OH)2 дает разные продукты. Если разложение гидроксида кобальта проводить при относительно небольшом нагревании и в отсутствие кислорода, то образуется оксид двухвалентного кобальта, в противоположном случае получается смешанный оксид:
Гидроксиды кобальта (III) и никеля (III) образуются в результате окисления гидроксидов двухвалентных металлов под действием сильных окислителей в сильнощелочной среде:
Оба вещества нерастворимы в воде и окрашены в темные цвета: от коричневого до черного в зависимости от размера частиц. С химической точки зрения оба гидроксида характеризуются, во-первых, слабыми основными свойствами и, во-вторых, сильной окислительной способностью, что хорошо проявляется при взаимодействии с кислотами. Если к гидроксиду трехвалентного кобальта или никеля добавить окисляющуюся кислоту (например, соляную), одновременно с образованием соли двухвалентного кобальта или никеля будет наблюдаться выделение газообразного хлора вследствие окисления кислоты:
Если использовать неокисляющуюся кислоту (серную или азотную), то в результате реакции наряду с образованием соли двухвалентного кобальта или никеля будет происходить выделение кислорода:
Попытки разложить гидроксиды кобальта (III) и никеля (III) с целью получения соответствующих оксидов оказались неудачными. Уже при небольшом нагревании оба основания начинают отщеплять кислород с образованием оксида никеля (II) и смешанного оксида кобальта:
Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах: 1 2 3 4 5 6 |
Источник