Hydroxyde de nickel(II)
| Hydroxyde de nickel(II) | |
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| Hydroxyde de nickel(II) solide. | |
| Identification | |
|---|---|
| Nom UICPA | hydroxyde de nickel(II) |
| Synonymes |
hydroxyde de nickel |
| No CAS | |
| No ECHA | 100.031.813 |
| No CE | 235-008-5 |
| No RTECS | QR648000 |
| SMILES | |
| InChI | |
| 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 | |
 Xn  N |
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| Écotoxicologie | |
| DL50 | 1 515 mg/kg sur le rat en ingestion orale[1] |
| Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire. | |
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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[modifier | modifier le code]
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[modifier | modifier le code]
Solubilité[modifier | modifier le code]
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[modifier | modifier le code]
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[modifier | modifier le code]
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[modifier | modifier le code]
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[modifier | modifier le code]
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[modifier | modifier le code]
- (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).
- fiche de sécurité fisher
- (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
- Oliva, P.; Leonardi, J.; Laurent, J.F., Journal of Power Sources. 1982, 8, 229-255.
- Jeevanandam, P.; Koltypin, Y.; Gedanken, A., Am. Chem. Soc. Nano Letters. 2001, 1, 263-266.
- Shukla, A.K.; Kumar, V.G.; Munichandriah, N. J., Electrochem. Soc. 1994, 141, 2956-2959.
- Marcopoulos, T.; Economou, M. American Mineralogist, 1980, 66, 1020-1021.
- 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.
- 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
- 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
- Fletcher, G.G.; Rossetto, F.E.; Turnbull, J.D.; Nieboer, E., Environmental Health Perspectives. 1994, 102, 69-74.
- Chen, J.; Bradhurst, D.H.; Dou, S.X.; Liu, H.K., J. Electrochem. Soc. 1999. 146, 3606-3612.
