Оксид кобальту(II)

Оксид кобальту(II), кобальт(II) оксид неорганічна сполука складу CoO. Являє собою сіро-зелені, оливкові кубічні кристали, які є феромагнетиком. Сполука проявляє слабкі амфотерні властивості.

Оксид кобальту(II)
Систематична назва Кобальт(II) оксид
Інші назви монооксид кобальту
Ідентифікатори
Номер CAS 1307-96-6
Номер EINECS 215-154-6
RTECS GG2800000
SMILES
[O-2].[Co+2][1]
InChI
InChI=1S/Co.O/q+2;-2
Властивості
Молекулярна формула CoO
Молярна маса 74,932 г/моль
Зовнішній вигляд сіро-зелені кристали
Густина 6,44 г/см³[2]
Тпл 1830 °C[2]
Розчинність (вода) нерозчинний
Розчинність (кислоти) розчинний
Термохімія
Ст. ентальпія
утворення
ΔfHo298
-237,9 кДж/моль
Ст. ентропія So298 53,0 Дж/(моль·К)
Теплоємність, cop 55,2 Дж/(моль·К)
Пов'язані речовини
Інші аніони гідроксид кобальту(II)
Інші катіони оксид кобальту(III)
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Застосовується у виробництві акумуляторів, кобальтовмісних пігментів і каталізаторів.

Поширення у природі

Оксид кобальту не розповсюджений у вільному стані, проте існує у складі мінералів оксигеновмісних солей кобальту, наприклад, а арсенаті кобальту(II), які відомий під назвою мінералу еритрину Co3[AsO4]2·8H2O. В ньому вмість CoO сягає 37,5%. Твердість еритрину за шкалою Мооса складає 1,5-2,5 балів.

Еритрин утворюється шляхом вивітрювання (окиснення) інших мінералів скутерудиту і смальтину, які є арсенідами кобальту. Зазвичай еритрин перебуває у твердих розчинах із аннабергітом.

Також до мінералів, що містять оксид кобальту, відносяться: асболан (Co,Ni)O·MnO2·xH2O (до 30% CoO), сферокобальтит CoCO3, біберит CoSO4·7H2O тощо.

Фізичні властивості

Оксид кобальту є тугоплавкими кристалами зі структурою типу NaCl. При температурі 1935 °C він плавиться без розкладання, але розкладається на прості речовини при підвищенні температури до 2860 °C.

В умовах вище 19 °C (температура Кюрі) оксид кобальту є феромагнетиком.

Отримання

Оксид кобальту(II) синтезують окисненням металевого кобальту киснем або парою води за температури вище 940 °C. Нижче цієї позначки кобальт може утворювати змішаний оксид CoO·Co2O3 (Co3O4), а при вищих температурах домішка Co2O3 розкладається з утворенням CoO.

Як окисники кобальту також використовуються оксиди азоту: N2O, NO, NO2:

Іншим способом є термічне розкладання оксигеновмісних сполук кобальту(II). Його проводять у середовищі без доступу кисню: у вакуумі, у струмені азоту чи вуглекислого газу, щоб уникнути утворення оксиду Co3O4:

Хімічні властивості

При нагріванні на повітрі у діапазоні температур 390-900 °C оксид кобальту(II) частково окиснюється до Co2O3 (утворюється суміш оксидів Co3O4):

У надвисоких температурах, понад 2860 °C, оксид розкладається на прості речовини:

CoO проявляє слабкі амфотерні властивості, зі значним переважанням осно́вних. Він розчиняється у більшості кислот з утворенням солей Co2+, а також реагує із лугами. Із розплавами KOH, NaOH продуктом взаємодії є кобальтити складу Me2CoO2 яскраво-синього кольору, а з концентрованими розчинами лугів утворюються комплесні гідроксокобальтити(II) (також синього кольору), які легко окиснюються та гідролізуються.

При дії газуватого хлору, CCl4, S2Cl2 утворюється хлорид кобальту, а при взаємодії із сіркою чи сірководнем, утворюється сульфід:

Оксид відновлюється до металу воднем або CO^

Пігмент тенарова синь

При сильному нагріванні (800-1500 °C) оксид кобальту може взаємодіяти з оксидами інших металів: Al2O3, ZnO, Fe2O3, MgO, TiO2, PbO2, NiO, Cr2O3 тощо. В результаті взаємодії утворюються сполуки чіткого складу та тверді розчини, які забарвлені у рожевий, зелений чи синій кольори. Значна кількість таких сполук широко використовуються як пігменти під різними іменами: тенарова синь Co[Al2O4] (або розчин із Co3O4), лазурно-синій станан Co2[SnO4] (розчин із SnO2 та SiO2), зелень Рінмана (кобальтовий зелений) CoZnO2, кобальтовий рожевий CoO·MgO.

Застосування

Оксид кобальту застосовують у виготовленні негативних електродів акумуляторів, кобальтовмісних пігментів. Інколи застосовується як каталізатор окиснення та дегідрогенізації.

Див. також

Примітки

  1. 11104-61-3
  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.)
  • Encyclopedia of Physical Science and Technology / Robert A. Meyers. — 3rd. — San Diego : Academic Press, 2002. — 15453 p. — ISBN 978-0-12-227410-7. (англ.)
  • Реми Г. Курс неорганической химии / А. В. Новоселова. М. : ИИЛ, 1966. — Т. 2. — 833 с. (рос.)
  • 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.)
  • Химический энциклопедический словарь / И. Л. Кнунянц. М. : Сов. энциклопедия, 1983. — 792 с. (рос.)
This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.