Оксид кобальту(II)

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 ΔfH^o 298	-237,9 кДж/моль
Ст. ентропія S^o 298	53,0 Дж/(моль·К)
Теплоємність, c^o p	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

Ця стаття про оксид CoO. Про інші оксиди кобальту див. Оксид кобальту.

Окси́д ко́бальту(II), ко́бальт(II) окси́д — неорганічна сполука складу CoO. Являє собою сіро-зелені, оливкові кубічні кристали, які є феромагнетиком. Сполука проявляє слабкі амфотерні властивості.

Застосовується у виробництві акумуляторів, кобальтовмісних пігментів і каталізаторів.

Поширення у природі

Еритрин

Оксид кобальту не розповсюджений у вільному стані, проте існує у складі мінералів кисневмісних солей кобальту, наприклад, а арсенаті кобальту(II), які відомий під назвою мінералу еритрину Co₃[AsO₄]₂·8H₂O. В ньому вміст 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.

${\displaystyle \mathrm {2Co+O_{2}{\xrightarrow {940^{o}C}}\ 2CoO} }$

${\displaystyle \mathrm {Co+H_{2}O{\xrightarrow {940^{o}C}}\ CoO+H_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {2Co_{2}O_{3}{\xrightarrow {>940^{o}C}}\ 4CoO+O_{2}} }$

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

${\displaystyle \mathrm {Co+N_{2}O{\xrightarrow {230^{o}C}}\ CoO+N_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {2Co+2NO{\xrightarrow {150^{o}C}}\ CoO+N_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {4Co+2NO_{2}\longrightarrow CoO+N_{2}} }$

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:

${\displaystyle \mathrm {Co(OH)_{2}{\xrightarrow {200^{o}C}}\ CoO+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {2CoSO_{4}{\xrightarrow {550^{o}C}}\ 2CoO+2SO_{2}+O_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {CoCO_{3}{\xrightarrow {477^{o}C}}\ CoO+CO_{2}} }$

Хімічні властивості

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

${\displaystyle \mathrm {6CoO+O_{2}{\xrightarrow {390-900^{o}C}}2Co_{3}O_{4}} }$

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

${\displaystyle \mathrm {2CoO{\xrightarrow {2860^{o}C}}\ 2Co+O_{2}} }$

CoO проявляє слабкі амфотерні властивості, зі значним переважанням осно́вних. Він розчиняється у більшості кислот з утворенням солей Co^2+, 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.

${\displaystyle \mathrm {CoO+2HCl\longrightarrow CoCl_{2}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {CoO+2KOH{\xrightarrow {t}}\ K_{2}CoO_{2}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {CoO+2NaOH(conc.)+H_{2}O{\xrightarrow {boiling}}\ Na_{2}[Co(OH)_{4}]\downarrow } }$

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

${\displaystyle \mathrm {2CoO+CCl_{4}{\xrightarrow {t}}\ 2CoCl_{2}+CO_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {CoO+H_{2}S\longrightarrow CoS+H_{2}S} }$

Оксид відновлюється до металу воднем або CO^

${\displaystyle \mathrm {CoO+H_{2}{\xrightarrow {120-500^{o}C}}\ Co+H_{2}O} }$

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

• Пігменти

Примітки

1. 11104-61-3
   d:Track:Q278487
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.)