Oxyde de nickel(II)

Ce composé cristallin, de maille cubique à faces centrées, insoluble dans l'eau, relativement dur, inodore, existe dans la nature, il s'agit du minéral bunsénite. Au laboratoire, cet oxyde basique, antiferromagnétique, cristallise également dans la structure-type cubique et isotrope du chlorure de sodium NaCl, les ions Ni(II) et O(-II) occupant des sites octaédriques. NiO est l'un des premiers isolants de Mott connus.

Comme c'est le cas pour de nombreux oxydes de métaux divalents, NiO est très fréquemment non-stœchiométrique (le rapport Ni/O est légèrement différent de 1). Cette variation explique le changement de couleur, la structure ionique équilibrée tend vers le jaune clair (NiO très pur) et le vert alors que la structure déséquilibrée par un excès d'oxygène devient verte puis gris vert et que l'apparition d'ion nickel trivalent Ni³⁺ donne une coloration encore plus sombre, grisée puis noire.

Chauffé lentement à l'air, il se transforme en oxyde de nickel(III) Ni₂O₃ à partir de 400 °C. Mais ce corps instable à la chaleur se décompose ensuite en NiO et en gaz oxygène O₂.

Oxyde de nickel vert et stœchiométrique

L'oxyde de nickel juste obtenu à hautes températures, par exemple après calcination classique, est pratiquement insoluble dans les acides et les bases. Mais plus la température interne chute, plus il devient soluble.

Le corps à température ambiante est soluble dans les acides et l'ammoniaque. Il est très facilement soluble dans l'acide nitrique à chaud[7].

La dissolution en milieu aqueux engendre une couleur verte du fait de la présence des cations complexes [Ni(H₂O)₆]^₂₊ vert-pomme.

La dissolution dans l'ammoniaque donne une liqueur de couleur bleue, qui s'explique par les cations complexes Ni(NH₃)_n²⁺.

Il est aussi soluble dans le cyanure de potassium aqueux. En excès de cyanures, il se forme le complexe jaune Ni(CN)₄²⁻

Ni(CN)_{2 aqueux} + 2 KCN_{en excès} → K₂Ni(CN)_{4 tétracyanonickélate de potassium jaune}

Une fois les ions nickel solubilisés en milieu aqueux, l'action de la soude Na₂CO₃ ou de la potasse K₂CO₃, ou mieux de la soude caustique Na(OH) ou potasse caustique K(OH) permet de précipiter l'hydroxyde de nickel vert pomme.

L'oxyde de nickel chauffé au rouge peut être réduit en métal nickel par l'hydrogène.

NiO _{solide cristal} + H_{2courant de gaz dihydrogène} → Ni _métal + H₂O _vapeur

La réduction à chaud par le carbone, en pratique le charbon actif au laboratoire, ou le monoxyde de carbone dans l'industrie, est également utilisée pour obtenir le corps simple Ni. Porté à la température d'un feu de forge avec du charbon, l'oxyde de nickel donne le corps simple métal nickel.

Chauffé à plus de 700 °C avec de l'oxyde de sodium ou de l'oxyde de potassium, l'oxyde de nickel donne des ions nickélates en milieu fondu.

L'oxyde de nickel réagit avec l'oxyde de chrome trivalent, en présence d'eau et d'alcali, pour donner le chromate de nickel, des procédés électro-chromiques.

2 Cr₂O₃ + 4 NiO + 3 O_{2 gaz}→ 4 NiCrO₄

L'oxyde peut être obtenu directement par chauffage à l'air du nickel métal en poudre.

2 Ni _{poudre métallique} + O_{2chauffage à l'air au-dessus de 400 °C} → NiO _{oxyde de nickel gris à noir non-stoechiométrique, poudreux}

Il peut être obtenu par oxydation modérée de la nickéline ou NiAs naturel.

Certains procédés commerciaux partent d'un mélange de poudre de nickel et d'eau, chauffé en autoclave ou milieu fermé à 1 000 °C en utilisant de l'oxyde de nickel déjà préparé comme accélérateur de réaction.

Mais la méthode la plus simple au laboratoire consiste en la pyrolyse ou calcination forte de nombreux composés du nickel divalent comme Ni(OH)₂, Ni(NO₃)₂ ou NiCO₃[8]. L'oxyde de nickel peut être obtenu chimiquement pur.

Des milliers de tonnes d'oxyde de nickel, matière plus ou moins impures, sont produits annuellement dans le monde, comme intermédiaire de la métallurgie du nickel.

Il s'agit d'un produit toxique et cancérigène[9]. La poussière résultant des fumées ou vapeurs s'attaque au système respiratoire, produisant de graves lésions irréversibles. Il est surtout encore plus toxique à l'état finement divisé et chaud.

En chimie de spécialités, l'oxyde de nickel noir est un précurseur de nombreux sels de nickel, à partir de traitement par des acides minéraux, et de catalyseurs à base de nickel, notamment d'hydrogénation.

Il s'agit d'un pigment vert des céramiques et des verres (à froid), qui devient jaune à chaud. Il peut être présent dans le verre fritté, les glaçures de céramiques et de porcelaines, ainsi que les ferrites.

Les oxydes frittés sont employés pour produire des aciers alliés plus ou moins fortement au nickel, après réduction contrôlée au monoxyde de carbone. Charles Édouard Guillaume a reçu en 1920 le prix Nobel de physique pour la mise au point des alliages spéciaux, que sont l'invar ou l'élinvar, aux remarquables propriétés physiques.

Si l'oxyde de nickel était un composant des accumulateurs Ni-Fe, dénommée autrefois « batterie d'Edison », il sert toujours dans les piles à combustible ainsi que dans les batteries au nickel-cadmium rechargeables, ces derniers il est vrai remplacés par les piles rechargeables NiMH. L'oxyde de nickel est un matériau de l'anode des techniques électro-chromiques.

• Georg Brauer, Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie, Tome III, page 1689, Ferdinand Enke Verlag Stuttgart 1981, (ISBN 3-432-87823-0)
• Norman N. Greenwood, Alan Earnshaw, Chemistry of the elements, Pergamon Press, Oxford, 1984, pp. 1336–37. (ISBN 0-08-022057-6).
• K. Lascelles, L. G. Morgan, D. Nicholls, D. Beyersmann article "Nickel Compounds" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, cinquième édition, Wiley-VCH, Weinheim, 2005, Tome A 17, pp 235–249. Lire aussi "nickel" page 157 et "nickel alloys" page 221
• Pradyot Pradniak (dir.), "Handbook of Inorganic Chemicals", McGraw-Hill Publications, 2003, (ISBN 0-07-049439-8)

• (en) Cet article est partiellement ou en totalité issu de l’article de Wikipédia en anglais intitulé « Nickel(II) oxide » (voir la liste des auteurs).

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