3) Взаимодействие Металлов с разбавленной, концентрированной азотной кислотой (примеры)

Азотная кислота (HNO₃)

Особенностью азотной кислоты является то, что азот, входящий в состав NO₃^- имеет высшую степень окисления +5 и поэтому обладает сильными окислительными свойствами. Максимальное значение электродного потенциала для нитрат-иона равно 0,96 В, поэтому азотная кислота – более сильный окислитель, чем серная. Роль окислителя в реакциях взаимодействия металлов с азотной кислотой выполняет N⁵⁺. Следовательно, водород H₂ никогда не выделяется при взаимодействии металлов с азотной кислотой (независимо от концентрации).
HNO_{3(разб,конц)} – разрушает все Me за исключением Au и некоторых Ме платиновой группы.
Процесс протекает по схеме:

 

Me + HNO₃  Me(NO₃)_n+ H₂O + продукт восстановления HNO₃ (N⁺⁴O₂,N⁺²O,N₂⁺¹O,N₂⁰,N^-3H₃)

 

Продукты восстановления HNO₃:

Реакции протекают по схеме:

• Активные Me до Zn включительно:
  
  Акт. Ме(до Zn включ.)+HNO_3р→NH₃(NH₄NO₃)
  Акт. Ме(до Zn включ.)+HNO_3к→N₂O(N₂, NO)

• Малоактивные Me(после Zn):
  Малоактивные Me(после Zn)+HNO_3р→NO
  Малоактивные Me(после Zn)+HNO_3к→NO₂

НNO_3р более сильный окислитель, чем НNO_3к

Концентрированная азотная кислота

Реакция взаимодействия с HNO_{3 (конц.)} протекает по схеме, представленной выше. С концентрированной азотной кислотой не взаимодействуют благородные металлы (Au, Ru, Os, Rh, Ir, Pt), а ряд металлов (Al, Ti, Cr, Fe, Co, Ni) при низкой температуре пассивируются концентрированной азотной кислотой. Реакция возможна при повышении температуры.
HNO_{3 к,хол} пассивирует некоторые Ме аналогично H₂SO_{4 к,хол}

Например,
2Fe+6HNO_{3 к, хол}→Fe₂O₃↓+3H₂O+6NO₂↑

Примеры:

 

Активный металл

         8K + 10HNO_3(конц.) → 8KNO₃ +N₂O+5H₂O

 

8│ K⁰ – e→ K⁺- окисление

1│ 2NO₃^- +8e+10H⁺→ N₂O+5H₂O - восстановление

        

 

Металл малоактивный

Cu + 4HNO₃(конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

1│Cu⁰ – 2e →Cu²⁺ - окисление

2│ N⁵⁺O₃+e+2H⁺→ N⁴⁺O₂+H₂O- восстановление

 

Разбавленная азотная кислота

Продукт восстановления азотной кислоты в разбавленном растворе зависит от активности металла, участвующего в реакции:

Примеры:

         Активный металл

         4Mg + 10HNO_3(разб.) → 4Mg(NO₃)₂ + 3H₂O + NH₄NO₃

 

4│ Mg⁰ – 2e → Mg²⁺ - окисление

1│ N⁵⁺ + 8e → N^3- - восстановление

         Выделяющийся в процессе восстановления азотной кислоты аммиак сразу взаимодействует с избытком азотной кислоты, образуя соль – нитрат аммония NH₄NO₃:

         NH₃ + HNO₃ → NH₄NO_3.

         Металл средней активности

8Al + 30HNO_3(разб.) → 8 Al(NO₃)₃ + 3N₂O+15H₂O

 

8│ Al⁰ – 3e → Al³⁺ - окисление

3│ 2NO^-₃+8e+10H⁺ → N₂O↑+5H₂O- восстановление

 

         Кроме молекулярного азота (N₂) при взаимодействии металлов средней активности с разбавленной азотной кислотой образуется в равном количестве оксид азота (I) – N₂O. В уравнении реакции нужно писать одно из этих веществ.

         Металл малоактивный

3Cu+ 8HNO_3(разб.) → 3Cu(NO₃)₂ + 4H₂O + 2NO↑

        

3│ Cu⁰ – 2e →Cu2⁺ - окисление

2│ N⁵⁺ + 3e → N²⁺ - восстановление

---

Смотрите также файлы

• коррозия Металлов.doc

• металлы с водой.docx

• металлы с р-рами солей.docx

• Химия теория.pdf

• шпора.docx