Hydroxyde de nickel(II)

Hydroxyde de nickel(II)
Image illustrative de l’article Hydroxyde de nickel(II)
Hydroxyde de nickel(II) solide.
Identification
Nom UICPA hydroxyde de nickel(II)
Synonymes

hydroxyde de nickel

No CAS 12054-48-7
No ECHA 100.031.813
No CE 235-008-5
No RTECS QR648000
SMILES
[Ni+2].[OH-].[OH-]
PubChem, vue 3D
InChI
InChI : vue 3D
InChI=1/Ni.2H2O/h;2*1H2/q+2;;/p-2
InChIKey :
BFDHFSHZJLFAMC-NUQVWONBAJ
Std. InChI : vue 3D
InChI=1S/Ni.2H2O/h;2*1H2/q+2;;/p-2
Std. InChIKey :
BFDHFSHZJLFAMC-UHFFFAOYSA-L
Apparence solide vert
Propriétés chimiques
Formule Ni(OH)2
Masse molaire 92,724 g/mol
Propriétés physiques
T° fusion 230 °C[1]
Solubilité Insoluble dans l'eau
Soluble dans la soude concentrée
Soluble dans l'ammoniaque
Thermochimie
S0solide 79 J·K-1·mol-1[2]
ΔfH0solide −538 kJ·mol-1[2]
Précautions
Directive 67/548/EEC
Nocif
Xn
Dangereux pour l’environnement
N
Symboles :
Xn : Nocif
N : Dangereux pour l’environnement

Phrases R :
R40 : Effet cancérogène suspecté. Risque possible d’effets irréversibles.
R43 : Peut entraîner une sensibilisation par contact avec la peau.
R20/22 : Nocif par inhalation et par ingestion.
R50/53 : Très toxique pour les organismes aquatiques, peut entraîner des effets néfastes à long terme pour l’environnement aquatique.

Phrases S :
S22 : Ne pas respirer les poussières.
S36 : Porter un vêtement de protection approprié.
S60 : Éliminer le produit et son récipient comme un déchet dangereux.
S61 : Éviter le rejet dans l’environnement. Consulter les instructions spéciales/la fiche de données de sécurité.

Phrases R : 20/22, 40, 43, 50/53,

Phrases S : 22, 36, 60, 61,
Écotoxicologie
DL50 1 515 mg/kg sur le rat en ingestion orale[1]
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
modifier 

L'hydroxyde de nickel(II) est un complexe de nickel au degré d'oxydation II, de formule Ni(OH)2. Ses propriétés oxydo-réductrices en font un composé très utilisé dans l'industrie, particulièrement dans les batteries rechargeables au nickel.

Polymorphisme

L'hydroxyde de nickel(II) est présent sous plusieurs polymorphes.

La forme α est constituée de couches de Ni(OH)2 entre lesquelles sont intercalés des anions ou des molécules d'eau[3],[4]. La forme β est une structure hexagonale compacte d'ions Ni2+ et OH−[3],[4]. En présence d'eau, la forme α évolue en forme β après dissolution et recristallisation[3],[5]. Plusieurs structures d'hydroxyde de nickel γ ont été décrites, dans lesquels la distance inter-feuillet est plus importante[3].

Le minerai de Ni(OH)2, la théophrastite, se trouve sous la forme d'un cristal d'un vert émeraude translucide[6]. Une variante de ce minerai contenant du magnésium a été découverte à Hagdale, sur l'île de Unst dans les Shetland[7].

Propriétés

Solubilité

L'hydroxyde de nickel(II) est insoluble dans l'eau[8]. Il est soluble dans les solutions très concentrées d'hydroxyde de sodium où il forme le composé de formule Na2[Ni(OH)4][8], et dans l'ammoniaque où il forme le composé soluble [Ni(NH3)6]2+[8].

Oxydo-réduction

L'hydroxyde de nickel(II) peut être oxydé en oxyhydroxyde de nickel(III) Ni(O)OH par les hypochlorites alcalins[8].

Dans les batteries au nickel, cette oxydation est combinée à la réduction d'un métal en hydrure métallique (MH) selon l'équation globale :

Ni(OH)2 + M → Ni(O)OH + MH.

Obtention

La première synthèse de l'hydroxyde de nickel(II) a été proposée par Glemser et Einerhand, en faisant réagir du nitrate de nickel(II) avec de la soude et du peroxodisulfate de potassium[3].

L'ajout de soude sur les composés aqueux du nickel(II) entraine la formation de l'hydroxyde de nickel(II)[8].

De nombreuses autres voies de synthèse ont été proposées en fonction de l'application finale du composé. Ainsi, pour éviter le passage de la forme allotropique α à la forme β, Jeevandam et al. ont mis au point une synthèse sonochimique menant à des couches de Ni(OH)2 avec des ions aluminium[4].

Utilisation

En raison de ces propriétés d'oxydo-réduction, l'hydroxyde de nickel(II) est très utilisé en électrochimie et plus particulièrement dans la conception des batteries.

Les accumulateurs nickel-cadmium et nickel-hydrure métallique utilisent une anode en hydroxyde de nickel(II)[9]. L'α-hydroxyde de nickel(II) est la forme allotropique qui possède la plus grande capacité théorique et est donc généralement utilisée en électrochimie. Cependant sa tendance à se transformer en la variété β en solution alcaline tend à faire développer des formes stabilisées pour améliorer l'usage industriel[5].

Toxicité

La dose létale médiane par ingestion de l'hydroxyde de nickel(II) est de 1 515 mg/kg sur le rat[1]. Cette toxicité importante de l'hydroxyde par rapport aux autres composés du nickel(II) est peut-être due à son caractère insoluble et à sa concentration dans les cellules[10]. Ces problèmes sanitaires ont entrainé une augmentation des projets de recherche visant à améliorer la densité énergétique des électrodes contenant de l'hydroxyde de nickel(II), particulièrement par l'ajout d'hydroxyde de cobalt ou de calcium[11].

Notes et références

  • (en) Cet article est partiellement ou en totalité issu de l’article de Wikipédia en anglais intitulé « Nickel(II) hydroxide » (voir la liste des auteurs).
  1. ↑ a b et c fiche de sécurité fisher
  2. ↑ a et b (en) Steven S. Zumdahl, Chemical Principles, Houghton Mifflin Company, , 6e éd., 1200 p. (ISBN 978-0-618-94690-7 et 0-618-94690-X, lire en ligne), A22
  3. ↑ a b c d et e Oliva, P.; Leonardi, J.; Laurent, J.F., Journal of Power Sources. 1982, 8, 229-255.
  4. ↑ a b et c Jeevanandam, P.; Koltypin, Y.; Gedanken, A., Am. Chem. Soc. Nano Letters. 2001, 1, 263-266.
  5. ↑ a et b Shukla, A.K.; Kumar, V.G.; Munichandriah, N. J., Electrochem. Soc. 1994, 141, 2956-2959.
  6. ↑ Marcopoulos, T.; Economou, M. American Mineralogist, 1980, 66, 1020-1021.
  7. ↑ Livingston, A. et Bish, D. L. (March 1982) On the new mineral theophrastite, a nickel hydroxide, from Unst, Shetland, Scotland. Mineralogical Magazine. 6 no 338.
  8. ↑ a b c d et e Catherine Housecroft et Alan Sharpe (trad. de l'anglais par André Pousse), Chimie inorganique, Bruxelles/Paris, De Boeck, , 1097 p. (ISBN 978-2-8041-6218-4, lire en ligne), p. 730
  9. ↑ Catherine Housecroft et Alan Sharpe (trad. de l'anglais par André Pousse), Chimie inorganique, Bruxelles/Paris, De Boeck, , 1097 p. (ISBN 978-2-8041-6218-4, lire en ligne), p. 278
  10. ↑ Fletcher, G.G.; Rossetto, F.E.; Turnbull, J.D.; Nieboer, E., Environmental Health Perspectives. 1994, 102, 69-74.
  11. ↑ Chen, J.; Bradhurst, D.H.; Dou, S.X.; Liu, H.K., J. Electrochem. Soc. 1999. 146, 3606-3612.
v · m
Ni(0)
  • Ni(CO)4
  • Ni(COD)2
Ni(II)
  • NiBr2
  • NiCO3
  • NiCl2
  • NiCrO4
  • NiF2
  • NiI2
  • Ni(NO2)2
  • Ni(NO3)2
  • NiO
  • Ni(OH)2
  • NiS
  • NiSO4
  • NiTiO3
Ni(III)
Ni(IV)
  • K2NiF6
  • NiO2
v · m
  • AgOH
  • Al(OH)3
  • Au(OH)3
  • B(OH)3
  • Ba(OH)2
  • Be(OH)2
  • Bi(OH)3
  • Ca(OH)2
  • Cd(OH)2
  • Cm(OH)3
  • Co(OH)2
  • Co(OH)3
  • Cr(OH)3
  • CsOH
  • Cu(OH)
  • Cu(OH)2
  • Fe(OH)2
  • Fe(OH)3
  • Ga(OH)3
  • Ge(OH)2
  • H2O
  • In(OH)3
  • KOH
  • La(OH)3
  • LiOH
  • Mg(OH)2
  • Mn(OH)2
  • NaOH
  • Ni(OH)2
  • Pb(OH)2
  • RbOH
  • Rh(OH)3
  • Si(OH)4
  • Sn(OH)2
  • Sn(OH)4
  • Sr(OH)2
  • TlOH
  • Tl(OH)3
  • UO2(OH)2
  • Zn(OH)2
  • Zr(OH)4
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