Elektrochemické systémy

obecné charakteristiky

Elektrochemie - obor chemie, který studuje procesy vzniku potenciálových rozdílů a přeměnu chemické energie na elektrickou energii (galvanické články), jakož i provádění chemických reakcí v důsledku výdeje elektrické energie (elektrolýza). Tyto dva procesy, které mají společnou povahu, jsou široce používány v moderní technologii.

Galvanické články se používají jako autonomní a malé zdroje energie pro stroje, rádiová zařízení a řídicí zařízení. Pomocí elektrolýzy se získávají různé látky, upravují se povrchy a vznikají produkty požadovaného tvaru.

Elektrochemické procesy ne vždy prospívají lidem a někdy způsobují velké škody, což způsobuje zvýšenou korozi a destrukci kovových konstrukcí. Aby bylo možné dovedně využívat elektrochemické procesy a bojovat s nežádoucími jevy, je třeba je studovat a umět je regulovat.

Příčinou elektrochemických jevů je přenos elektronů nebo změna oxidačního stavu atomů látek účastnících se elektrochemických procesů, tedy redoxních reakcí probíhajících v heterogenních systémech. Při redoxních reakcích se elektrony přímo přenášejí z redukčního činidla na oxidační činidlo. Pokud jsou procesy oxidace a redukce prostorově odděleny a elektrony směřují podél kovového vodiče, pak takový systém bude představovat galvanický článek. Důvodem výskytu a toku elektrického proudu v galvanickém článku je rozdíl potenciálů.

Elektrodový potenciál. Měření elektrodových potenciálů

Pokud vezmete desku jakéhokoli kovu a spustíte ji do vody, pak se ionty povrchové vrstvy pod vlivem polárních molekul vody uvolní a hydratují do kapaliny. V důsledku tohoto přechodu je kapalina nabita kladně a kov záporně, protože se na ní objevuje přebytek elektronů. Hromadění kovových iontů v kapalině začíná bránit rozpouštění kovu. Je ustavena mobilní rovnováha

Me 0 + mH 2 O = Me n + × m H 2 O + ne -

Rovnovážný stav závisí jak na aktivitě kovu, tak na koncentraci jeho iontů v roztoku. U aktivních kovů v napěťové řadě až po vodík končí interakce s polárními molekulami vody oddělením kladných kovových iontů od povrchu a přechodem hydratovaných iontů do roztoku (obr. b). Kov se nabije záporně. Proces je oxidace. Jak se koncentrace iontů v blízkosti povrchu zvyšuje, je možný opačný proces - redukce iontů. Elektrostatická přitažlivost mezi kationty v roztoku a přebytečnými elektrony na povrchu tvoří elektrickou dvojitou vrstvu. To vede ke vzniku určitého rozdílu potenciálu nebo potenciálního skoku na rozhraní mezi kovem a kapalinou. Potenciální rozdíl, který vzniká mezi kovem a jeho okolním vodným prostředím, se nazývá elektrodový potenciál. Když je kov ponořen do roztoku soli tohoto kovu, rovnováha se posune. Zvýšení koncentrace iontů daného kovu v roztoku usnadňuje proces přechodu iontů z roztoku na kov. Kovy, jejichž ionty mají významnou schopnost přecházet do roztoku, budou v takovém roztoku kladně nabité, ale v menší míře než v čisté vodě.

U neaktivních kovů je rovnovážná koncentrace kovových iontů v roztoku velmi malá. Pokud je takový kov ponořen do roztoku soli tohoto kovu, pak se na kov uvolňují kladně nabité ionty rychleji než přechod iontů z kovu do roztoku. Kovový povrch obdrží kladný náboj a roztok obdrží záporný náboj kvůli přebytku aniontů soli. A v tomto případě se na rozhraní kov-roztok objeví elektrická dvojvrstva, tedy určitý potenciálový rozdíl (obr. c). V uvažovaném případě je potenciál elektrody kladný.

Rýže. Proces přechodu iontu z kovu na roztok:

rovnováha; b – rozpuštění; c – depozice

Potenciál každé elektrody závisí na povaze kovu, koncentraci jeho iontů v roztoku a teplotě. Pokud je kov ponořen do roztoku své soli obsahující jeden mol kovového iontu na 1 dm 3 (jehož aktivita je 1), pak bude elektrodový potenciál konstantní hodnoty při teplotě 25 o C a tlaku 1 bankomat. Tento potenciál se nazývá standardní elektrodový potenciál (E o).

Kovové ionty s kladným nábojem, pronikající do roztoku a pohybující se v potenciálním poli rozhraní kov-roztok, spotřebovávají energii. Tato energie je kompenzována prací izotermické expanze z vyšší koncentrace iontů na povrchu na nižší v roztoku. Pozitivní ionty se hromadí v povrchové vrstvě do koncentrace S Ó a pak přejít do roztoku, kde je koncentrace volných iontů S. Práce elektrické pole EnF se rovná izotermické práci expanze RTln(с o /с). Zrovnoprávněním obou výrazů práce můžeme odvodit velikost potenciálu

En F = RTln(s o /s), -E = RTln(s/s o)/nF,

kde E je potenciál kovu, V; R – univerzální plynová konstanta, J/mol K; T – teplota, K; n – náboj iontu; F – Faradayovo číslo; с – koncentrace volných iontů;

с о – koncentrace iontů v povrchové vrstvě.

Není možné přímo měřit hodnotu potenciálu, protože je nemožné experimentálně určit hodnotu potenciálu. Hodnoty potenciálů elektrody se určují empiricky vzhledem k hodnotě jiné elektrody, jejíž potenciál se běžně považuje za nulový. Takovou standardní nebo referenční elektrodou je normální vodíková elektroda (n.v.e.) . Struktura vodíkové elektrody je znázorněna na obrázku. Skládá se z platinové desky potažené elektrolyticky nanesenou platinou. Elektroda se ponoří do 1M roztoku kyseliny sírové (aktivita vodíkových iontů je 1 mol/dm3) a promyje se proudem plynného vodíku pod tlakem 101 kPa a T = 298 K. Při nasycení platiny vodíkem Na kovovém povrchu se ustaví rovnováha, celkový proces je vyjádřen rovnicí

2Н + +2е ↔ Н 2 .

Pokud je deska kovu ponořená v 1M roztoku soli tohoto kovu připojena vnějším vodičem ke standardní vodíkové elektrodě a roztoky jsou spojeny elektrolytickým klíčem, pak získáme galvanický článek (obr. 32). Veličinou bude elektromotorická síla tohoto galvanického článku standardní elektrodový potenciál daného kovu (E Ó ).

Schéma měření standardního elektrodového potenciálu

vzhledem k vodíkové elektrodě

Vezmeme-li zinek v 1 M roztoku síranu zinečnatého jako elektrodu a spojíme ji s vodíkovou elektrodou, získáme galvanický článek, jehož obvod bude napsán následovně:

(-) Zn/Zn2+// 2H+/H2, Pt (+).

V diagramu jedna čára označuje rozhraní mezi elektrodou a roztokem, dvě čáry označují rozhraní mezi roztoky. Vlevo je napsána anoda, vpravo katoda. V takovém prvku probíhá reakce Zn o + 2H + = Zn 2+ + H 2 a elektrony procházejí vnějším obvodem ze zinku na vodíkovou elektrodu. Standardní elektrodový potenciál pro zinkovou elektrodu (-0,76 V).

Vezmeme-li jako elektrodu měděnou desku, za specifikovaných podmínek v kombinaci se standardní vodíkovou elektrodou získáme galvanický článek

(-) Pt, H2/2H+//Cu2+/Cu (+).

V tomto případě probíhá reakce: Cu 2+ + H 2 = Cu o + 2H +. Elektrony se pohybují vnějším obvodem od vodíkové elektrody k měděné elektrodě. Standardní elektrodový potenciál měděné elektrody (+0,34 V).

Řada standardních elektrodových potenciálů (napětí). Nernstova rovnice

Uspořádáním kovů v rostoucím pořadí jejich standardních elektrodových potenciálů se získá řada napětí Nikolaje Nikolajeviče Beketova (1827-1911) nebo řada standardních elektrodových potenciálů. Číselné hodnoty standardních elektrodových potenciálů pro řadu technicky důležitých kovů jsou uvedeny v tabulce.

Rozsah namáhání kovu

Některé vlastnosti kovů charakterizuje řada napětí:

1. Čím nižší je elektrodový potenciál kovu, tím je chemicky aktivnější, tím snadněji oxiduje a tím obtížněji se získává ze svých iontů. Aktivní kovy v přírodě existují pouze ve formě sloučenin Na, K, ..., v přírodě se nacházejí jak ve formě sloučenin, tak ve volném stavu Cu, Ag, Hg; Au, Pt - pouze ve volném stavu;

2. Kovy, které mají zápornější elektrodový potenciál než hořčík, vytěsňují vodík z vody;

3. Kovy, které jsou v napěťové řadě před vodíkem vytěsňují vodík z roztoků zředěných kyselin (jejichž anionty nevykazují oxidační vlastnosti);

4. Každý kov v sérii, který nerozkládá vodu, vytěsňuje kovy, které mají kladnější hodnoty elektrodových potenciálů z roztoků jejich solí;

5. Čím více se kovy liší v hodnotách elektrodových potenciálů, tím větší je hodnota emf. bude z nich zkonstruován galvanický článek.

Závislost elektrodového potenciálu (E) na povaze kovu, aktivitě jeho iontů v roztoku a teplotě vyjadřuje Nernstova rovnice

E Me = E o Me + RTln(a Me n +)/nF,

kde E o Me je standardní elektrodový potenciál kovu a Men + je aktivita kovových iontů v roztoku. Při standardní teplotě 25 o C, pro zředěné roztoky, nahradíme aktivitu (a) koncentrací (c), přirozený logaritmus desetinným a dosadíme hodnoty R, T a F

E Me = E o Me + (0,059/n) logс.

Například pro zinkovou elektrodu umístěnou v roztoku její soli je koncentrace hydratovaných iontů Zn 2+ × mH 2 O Zkrácejme to tedy jako Zn 2+

E Zn = E o Zn + (0,059/n) log[ Zn2+].

Jestliže = 1 mol/dm 3, pak E Zn = E o Zn.

Galvanické články, jejich elektromotorická síla

Dva kovy ponořené do roztoků svých solí, spojené vodičem, tvoří galvanický článek. První galvanický článek vynalezl Alexander Volt v roce 1800. Článek se skládal z měděných a zinkových desek oddělených látkou namočenou v roztoku kyseliny sírové. Při zapojení velkého počtu desek do série má prvek Volta značnou elektromotorickou sílu (emf).

Výskyt elektrického proudu v galvanickém článku je způsoben rozdílem elektrodových potenciálů odebraných kovů a je doprovázen chemickými přeměnami probíhajícími na elektrodách. Uvažujme provoz galvanického článku na příkladu měděno-zinkového článku (J. Daniel - B. S. Jacobi).

Schéma měděno-zinkového Daniel-Jacobiho galvanického článku

Na zinkové elektrodě ponořené do roztoku síranu zinečnatého (c = 1 mol/dm 3) dochází k oxidaci zinku (rozpouštění zinku) Zn o - 2e = Zn 2+. Elektrony vstupují do vnějšího obvodu. Zn je zdrojem elektronů. Za zdroj elektronů se považuje záporná elektroda – anoda. Na měděné elektrodě ponořené do roztoku síranu měďnatého (c = 1 mol/dm 3) dochází k redukci kovových iontů. Na elektrodě se ukládají atomy mědi Cu 2+ + 2e = Cu o. Měděná elektroda je kladná. Je to katoda. Současně část iontů SO 4 2- prochází solným můstkem do nádoby s roztokem ZnSO 4 . Sečtením rovnic procesů probíhajících na anodě a katodě získáme celkovou rovnici

nebo v molekulární formě

Jedná se o běžnou redoxní reakci probíhající na rozhraní kov-roztok. Elektrická energie galvanického článku se získává chemickou reakcí. Uvažovaný galvanický článek lze zapsat ve formě stručného elektrochemického obvodu

(-) Zn/Zn2+//Cu2+/Cu (+).

Nezbytnou podmínkou pro činnost galvanického článku je potenciálový rozdíl, tzv elektromotorická síla galvanického článku (emf) . E.m.f. jakýkoliv pracovní galvanický prvek má kladnou hodnotu. Pro výpočet emf. galvanického článku, je nutné odečíst hodnotu méně kladného potenciálu od hodnoty kladnějšího potenciálu. Takže e.m.f. měděno-zinkový galvanický článek za standardních podmínek (t = 25 o C, c = 1 mol/dm 3, P = 1 atm) se rovná rozdílu standardních elektrodových potenciálů mědi (katoda) a zinku (anoda), tj. je

e.m.f. = E o C u 2+ / Cu - E o Zn 2+ / Zn = +0,34 V – (-0,76 V) = +1,10 V.

Při spárování se zinkem se iont Cu 2+ redukuje.

Rozdíl v elektrodových potenciálech potřebných pro provoz lze vytvořit pomocí stejného roztoku různých koncentrací a stejných elektrod. Takový galvanický článek se nazývá koncentrace a funguje tak, že vyrovnává koncentrace roztoku. Příkladem může být článek složený ze dvou vodíkových elektrod

Pt, H2/H2SO4 (s`) // H2S04 (s``) / H2, Pt,

kde c` = `; c`` = ``.

Jestliže p = 101 kPa, s`< с``, то его э.д.с. при 25 о С определяется уравнением

E = 0,059 lg(s''/s').

Při с` = 1 mol-ion/dm 3 emf. prvek je určen koncentrací vodíkových iontů ve druhém roztoku, tj. E = 0,059 lgс`` = -0,059 pH.

Stanovení koncentrace vodíkových iontů a následně pH média měřením emf. odpovídající galvanický prvek se nazývá potenciometrie.

Baterie

Baterie se nazývají galvanické články opakovaně použitelného a reverzibilního účinku. Jsou schopny přeměnit nahromaděnou chemickou energii na elektrickou energii při vybíjení a elektrickou energii na chemickou, čímž vytvářejí rezervu při nabíjení. Od e.m.f. baterie jsou malé, za provozu se obvykle zapojují do baterií.

Olověná baterie . Olověný akumulátor se skládá ze dvou perforovaných olověných plátů, z nichž jeden (záporný) po nabití obsahuje výplň - houbovité aktivní olovo a druhý (kladný) - oxid olovnatý. Obě desky jsou ponořeny do 25 - 30% roztoku kyseliny sírové (obr. 35). Obvod baterie

(-) Pb/p -p H2SO4 / Pb02 / Pb(+) .

Před nabíjením se do pórů olověných elektrod nanese pasta obsahující kromě organického pojiva oxid olovnatý PbO. V důsledku interakce oxidu olovnatého s kyselinou sírovou vzniká v pórech elektrodových desek síran olovnatý

PbO + H2S04 = PbSO4 + H20 .

Baterie se nabíjejí průchodem elektrického proudu

Proces vybíjení

Celkově lze procesy, ke kterým dochází při nabíjení a vybíjení baterie, reprezentovat takto:

Při nabíjení baterie se hustota elektrolytu (kyseliny sírové) zvyšuje a při vybíjení snižuje. Hustota elektrolytu určuje stupeň vybití baterie. E.m.f. olověná baterie 2,1V.

Výhody olověný akumulátor - vysoká elektrická kapacita, stabilní provoz, velký počet cyklů (vybití-nabití). Nedostatky- velká hmotnost a tudíž nízká specifická kapacita, vývoj vodíku během nabíjení, netěsnost v přítomnosti koncentrovaného roztoku kyseliny sírové. Alkalické baterie jsou v tomto ohledu lepší.

Alkalické baterie. Mezi ně patří kadmium-niklové a železo-niklové baterie T. Edison.

Edisonova baterie a obvody olověné baterie

Jsou si navzájem podobné. Rozdíl spočívá v materiálu desek záporné elektrody. V prvním případě se jedná o kadmium, ve druhém o železo. Elektrolytem je roztok KOH ω = 20 % . Největší praktický význam mají nikl-kadmiové baterie. Schéma kadmium-niklové baterie

(-) Cd/KOH/Ni203/Ni roztok (+).

Provoz kadmium-niklové baterie je založen na redoxní reakci zahrnující Ni 3+

E.m.f. nabité nikl-kadmiové baterie je 1,4 V.

V tabulce jsou uvedeny charakteristiky Edisonovy baterie a olověné baterie.

Je jasné, že nic není jasné.

Podívejme se podrobněji na procesy, které mohou nastat, když je kovová deska ponořena do roztoku soli stejného kovu, ze kterého je vyrobena samotná deska, což se v takových případech nazývá elektroda.

Jsou dvě možnosti.

Možnost 1 . Elektroda je vyrobena z kovu, který je aktivním redukčním činidlem (nemrzí ho vzdát se svých elektronů), ať je to řekněme zinek.

Po ponoření zinkové elektrody do roztoku začnou vodní dipóly přítomné v roztoku přitahovat určitou část atomů zinku, které přecházejí do roztoku ve formě hydratovaných iontů, ale zároveň zanechávají své elektrony na povrch elektrody.

Me 0 + mH 2 O → Me n+ mH 2 O+ne - Me 0 → Me n+ +ne -

Postupně se na povrchu zinkové elektrody hromadí stále více „vrhaných“ záporných elektronů a zinková elektroda získává záporný náboj. Paralelně s tímto procesem se v roztoku zvyšuje množství kladně nabitých iontů zinku, které opouštějí elektrodu. Kationty zinku začnou být přitahovány záporně nabitou elektrodou, v důsledku čehož dochází k tzv elektrická dvouvrstva(DES).

Možnost 2. Elektroda je vyrobena z kovu, který je slabým redukčním činidlem (je nám líto, že se rozchází se svými elektrony). Nechte měď hrát roli takového kovu. Ionty mědi obsažené v roztoku jsou tedy silnými oxidačními činidly. Když je měděná elektroda ponořena do roztoku, některé ionty mědi se začnou dotýkat povrchu elektrody a jsou redukovány v důsledku volných elektronů přítomných v mědi.

Já n+ +ne - → Já 0

Dochází k opačnému procesu než u možnosti 1. Postupně se na povrchu elektrody ukládá stále více kationtů mědi. Po zotavení kationty nabijí měděnou desku kladně; jak se náboj zvyšuje, kladná měděná elektroda přitahuje stále více záporně nabitých iontů, čímž vytváří dvojitou elektrickou vrstvu, ale s obrácenou polaritou, než tomu bylo u možnosti 1.

Vznikl na hranici roztoková elektroda potenciální rozdíl se nazývá elektrodový potenciál.

Změřit takový potenciál je velmi obtížné. Aby se dostali ze složité situace, rozhodli se nebrat absolutní hodnoty, ale relativní a jako standard se rozhodli vzít potenciál vodíkové elektrody, braný rovný nule.

Potenciál konkrétní kovové elektrody závisí na povaze kovu, koncentraci a teplotě roztoku.

Protože alkalické kovy a kovy alkalických zemin ve vodných roztocích reagují s vodou, jsou jejich elektrodové potenciály vypočteny teoreticky.

Je obvyklé uspořádat všechny kovy ve vzestupném pořadí podle hodnoty jejich standardního elektrodového potenciálu - tato řada se nazývá elektrochemická napěťová řada kovů:

Co ukazuje potenciál elektrody?

Elektrodový potenciál odráží v číselné hodnotě schopnost kovu odevzdat své elektrony nebo se obnovit, jinými slovy, odráží chemickou aktivitu kovu.

Čím více vlevo je kov v elektrochemické řadě (viz výše), tím snadněji se vzdává svých elektronů, tj. je aktivnější a snadněji reaguje s jinými prvky.

Pokud vezmeme extrémy, pak:

• lithium je nejsilnější redukční činidlo a lithium ion je nejslabší oxidační činidlo;
• zlato je nejslabší redukční činidlo a zlatý iont je nejsilnější oxidační činidlo.

Důsledky vyplývající z elektrochemické řady napětí kovů:

• Kov vytěsňuje ze solí všechny ostatní kovy, které jsou v řadě napravo od něj (což jsou slabší redukční činidla);
• Kovy mající negativní význam elektrodový potenciál, tj. ty, které stojí nalevo od vodíku, jej vytěsňují z kyselin;
• Nejaktivnější kovy, které mají nejnižší hodnoty elektrodového potenciálu (jedná se o kovy od lithia po sodík), reagují primárně s vodou ve vodných roztocích.

Je třeba si uvědomit, že postavení kovů v periodická tabulka a pozice těchto stejných kovů v elektrochemické napěťové řadě je mírně odlišná. Tuto skutečnost vysvětluje skutečnost, že hodnota elektrodového potenciálu závisí nejen na energii potřebné k odstranění elektronů z izolovaného atomu, ale zahrnuje i energii potřebnou k destrukci krystalové mřížky + energii, která se uvolní při hydrataci atomu. ionty.

Jaké informace lze získat z řady napětí?

V anorganické chemii se široce používá řada napětí kovů. Zejména výsledky mnoha reakcí a dokonce i možnost jejich realizace závisí na poloze určitého kovu v NER. Pojďme si tento problém probrat podrobněji.

Interakce kovů s kyselinami

Kovy umístěné v napěťové řadě vlevo od vodíku reagují s kyselinami – neoxidačními činidly. Kovy umístěné v NER napravo od H interagují pouze s oxidujícími kyselinami (zejména s HNO 3 a koncentrovanou H 2 SO 4).

Příklad 1. Zinek se nachází v NER nalevo od vodíku, proto je schopen reagovat s téměř všemi kyselinami:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Zn + H2S04 = ZnS04 + H2

Příklad 2. Měď se nachází v ERN napravo od H; tento kov nereaguje s „obyčejnými“ kyselinami (HCl, H 3 PO 4, HBr, organické kyseliny), ale interaguje s oxidačními kyselinami (dusičnou, koncentrovanou sírovou):

Cu + 4HNO 3 (konc.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H20

Cu + 2H2S04 (konc.) = CuS04 + SO2 + 2H20

Rád bych vás upozornil na důležitý bod: když kovy interagují s oxidujícími kyselinami, neuvolňuje se vodík, ale některé další sloučeniny. Můžete si o tom přečíst více!

Interakce kovů s vodou

Kovy umístěné v napěťové řadě nalevo od Mg snadno reagují s vodou již při pokojové teplotě, uvolňují vodík a tvoří alkalický roztok.

Příklad 3. Sodík, draslík, vápník se snadno rozpouští ve vodě za vzniku alkalického roztoku:

2Na + 2H20 = 2NaOH + H2

2K + 2H20 = 2KOH + H2

Ca + 2H20 = Ca(OH)2 + H2

Kovy nacházející se v rozsahu napětí od vodíku po hořčík (včetně) v některých případech interagují s vodou, ale reakce vyžadují specifické podmínky. Například hliník a hořčík začnou interagovat s H 2 O až po odstranění oxidového filmu z kovového povrchu. Železo nereaguje s vodou při pokojové teplotě, ale reaguje s vodní párou. Kobalt, nikl, cín a olovo prakticky nereagují s H 2 O, a to nejen při pokojové teplotě, ale ani při zahřívání.

Kovy umístěné na pravé straně ERN (stříbro, zlato, platina) nereagují s vodou za žádných podmínek.

Interakce kovů s vodnými roztoky solí

Budeme mluvit o reakcích následujícího typu:

kov (*) + sůl kovu (**) = kov (**) + sůl kovu (*)

Chtěl bych zdůraznit, že hvězdičky v tomto případě neoznačují oxidační stav nebo mocenství kovu, ale umožňují jednoduše rozlišit kov č. 1 a kov č. 2.

K provedení takové reakce musí být současně splněny tři podmínky:

1. soli zapojené do procesu musí být rozpuštěny ve vodě (to lze snadno zkontrolovat pomocí tabulky rozpustnosti);
2. kov (*) musí být v řadě napětí nalevo od kovu (**);
3. kov (*) by neměl reagovat s vodou (což je také snadno ověřeno ESI).

Příklad 4. Podívejme se na několik reakcí:

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

K + Ni(NO 3) 2 ≠

První reakce je snadno proveditelná, jsou splněny všechny výše uvedené podmínky: síran měďnatý je rozpustný ve vodě, zinek je v NER vlevo od mědi, Zn nereaguje s vodou.

Druhá reakce není možná, protože není splněna první podmínka (sulfid měďnatý je prakticky nerozpustný ve vodě). Třetí reakce není proveditelná, protože olovo je méně aktivní kov než železo (umístěné vpravo v ESR). Konečně čtvrtý proces NEVYPŘÍTLA k vysrážení niklu, protože draslík reaguje s vodou; výsledný hydroxid draselný může reagovat s roztokem soli, ale jde o zcela odlišný proces.

Proces tepelného rozkladu dusičnanů

Dovolte mi připomenout, že dusičnany jsou soli kyselina dusičná. Všechny dusičnany se při zahřívání rozkládají, ale složení rozkladných produktů se může lišit. Složení je určeno polohou kovu v řadě napětí.

Dusičnany kovů nacházející se v NER nalevo od hořčíku tvoří při zahřívání odpovídající dusitany a kyslík:

2KNO3 = 2KNO2 + O2

Během tepelný rozklad vznikají dusičnany kovů nacházející se v rozsahu napětí od Mg do Cu včetně, oxid kovu, NO 2 a kyslík:

2Cu(N03)2 = 2CuO + 4N02 + O2

Nakonec při rozkladu dusičnanů nejméně aktivních kovů (nachází se v ERN vpravo od mědi) vzniká kov, oxid dusičitý a kyslík.