Нитрат никеля​(II)​
Общие
Систематическое наименование	Нитрат никеля​(II)​
Традиционные названия	азотнокислый никель
Хим. формула	Ni(NO3)2
Рац. формула	Ni(NO3)2
Физические свойства
Состояние	светло-зелёные кристаллы
Молярная масса	182,70 г/моль
Плотность	гидр. 2,05 г/см³
Термические свойства
Температура
• плавления	гидр. 56,7 °C
Мол. теплоёмк.	86 Дж/(моль·К)
Энтальпия
• образования	-401,5 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость
• в воде	79,20; 10025; 139,250; 180,175 г/100 мл
Классификация
Рег. номер CAS	13138-45-9
PubChem	25736
Рег. номер EINECS	236-068-5
SMILES	[Ni+2].[O-][N+]([O-])=O.[O-][N+]([O-])=O
InChI	InChI=1S/2NO3.Ni/c2*2-1(3)4;/q2*-1;+2 KBJMLQFLOWQJNF-UHFFFAOYSA-N
ChemSpider	23976
Безопасность
ЛД50	1620 мг/кг
Токсичность	умеренно-токсичен, ирритант, опасен для окружающей среды
NFPA 704	0 2 0 OX
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Нитра́т ни́келя(II) — неорганическое соединение, соль металла никеля и азотной кислоты с формулой Ni(NO₃)₂, светло-зелёные кристаллы, хорошо растворяется в воде. Образует кристаллогидраты.

Применяется для получения гальванических покрытий из никеля, осаждения никеля на носители никелевых катализаторов, окрашивания стекла и керамики в коричневый цвет.

Канцерогенен и ядовит в больших концентрациях, как и многие другие соединения никеля.

Растворение никеля или оксида никеля(II) в разбавленной азотной кислоте:

${\displaystyle {\ce {3Ni + 8HNO3 -> 3Ni(NO3)2 + 2NO ^ + 4H2O,}}}$

${\displaystyle {\ce {NiO + 2HNO3 -> Ni(NO3)2 + H2O}}}$

Растворение хлорида никеля(II) в горячей азотной кислоте:

${\displaystyle {\ce {3NiCl2 + 8HNO3 ->[100^oC] 3Ni(NO3)2 + 3Cl2 ^ + 2NO ^ + 4H2O.}}}$

Нитрат никеля(II) образует светло-зелёные кристаллы, хорошо растворимые в воде, ацетонитриле, диметилсульфоксиде.

Образует кристаллогидраты состава Ni(NO₃)₂•nH₂O, где n = 2, 4, 6 и 9.

Наиболее стабильный кристаллогидрат Ni(NO₃)₂•6 H₂O имеет строение [Ni(H₂O)₆](NO₃)₂ — ион никеля в этом кристаллогидрате окружён шестью молекулами воды и не имеет непосредственной химической связи с нитрат-ионами.

Безводная соль при нагревании разлагается:

${\displaystyle {\ce {2Ni(NO3)2 ->[500^oC] 2NiO + 4NO2 + O2,}}}$

${\displaystyle {\ce {Ni(NO3)2 ->[150^oC, vacuum] Ni(NO2)2 + O2.}}}$

Гексагидрат при нагревании разлагается иначе:

${\displaystyle {\ce {4(Ni(NO3)2.6H2O) ->[100-140^oC] 4NiO(OH) + 8NO2 + O2 + 2H2O,}}}$

${\displaystyle {\ce {2(Ni(NO3)2.6H2O) ->[300^oC] 2NiO + 4NO2 + O2 + 12H2O.}}}$

Из-за разложения гидратов безводный нитрат никеля не может быть получен нагреванием, способы получения безводной соли — нагреванием гидратов с пентаоксидом азота или взаимодействием тетракарбонила никеля с тетраоксидом азота^[1]:

${\displaystyle {\ce {Ni(CO)4 + 2N2O4 -> Ni(NO3)2 + 2NO + 4CO.}}}$

Реагирует с гидроксидами щелочных металлов с выпадением в осадок изумрудно-зелёного гидроксида никеля(II):

${\displaystyle {\ce {Ni(NO3)2 + 2NaOH -> Ni(OH)2 v + 2NaNO3.}}}$

Иначе реакция идёт с водными растворами аммиака, с разбавленным раствором образуется основной нитрат никеля:

${\displaystyle {\ce {Ni(NO3)2 + NH3.H2O -> Ni(NO3)(OH) v + 2NH4NO3,}}}$

и с концентрированным раствором аммиака:

${\displaystyle {\ce {Ni(NO3)2 + 6(NH3.H2O)-> [Ni(NH3)6](NO3)2 + 6H2O.}}}$

При взаимодействии с сильными окислителями является слабым восстановителем:

${\displaystyle {\ce {2Ni(NO3)2 + Cl2 + 6NaOH -> 2NiO(OH) v + 2NaCl + 4NaNO3 + 2H2O.}}}$

Применяется в гальванотехнике для никелирования, осаждения никеля на твердую фазу при создании никелевых катализаторов, в стекольной и керамической промышленности при окрашивания стекла, неорганических глазурей и керамики в коричневый цвет.

Как и все нитраты является окислителем, образует огнеопасные смеси с органическими веществами.

Пыль вещества раздражает глаза и слизистые оболочки, может вызывать аллергические реакции.

Умеренно ядовит для теплокровных животных, ЛД₅₀ для крыс перорально 1620 мг/кг. Является канцерогеном.

Ядовит для водных организмов.

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И. Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1992. — Т. 3. — 639 с. — ISBN 5-82270-039-8.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б. П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Лидин Р. А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учебное пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с.