Отношение металлов к кислотам

Кислоты - электролиты, образующие при диссоциации катионы только одного вида - катионы водорода Н⁺+. Поэтому процесс электролитической диссоциации кислот в общем виде можно выразить уравнением:

Н_x An <===> Н ⁺ + An^x-

где An^x- - анион кислоты, т.е. кислотный остаток.

При взаимодействии с кислотой металл играет роль восстановителя, а кислота - окислителя:
Ме + Н_x An ®Ме_nАn_m + продукты восстановления кислоты

Соль

Электронное уравнение:

Ме⁰ - mе^- ® Ме^{m +}Н_xAn + ne^-® продукты восстановления кислоты

В зависимости от природы кислоты и ее коцентрации в растворе окислителем может быть
а) катион водорода Н⁺ : 2Н⁺ + 2 е^- ® Н₂, или

б) кислотный остаток An^x-: An^x- + ne^- ® продукты восстановления.

Разделим кислоты по типу окислителя на две группы:

Н_x An <===> Н ⁺ + An^x-

1. окислитель Н+	2. окислитель - анион кислоты Anx-
кислоты: HCl, H2 SO4 (разб.), Н3 РО4,....	кислоты: HNO3 (разб. и конц.), H2 S04 (конц.)

С кислотами 1-й группы реагируют металлы, стандартный электродный потенциал которых меньше нуля - (Е^о <0), т.е. металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода. Рассмотрим возможные продукты восстановления азотной и концентрированной серной кислот при их взаимодействии с металлами.

Продукты восстановления азотной кислоты НNO₃

NO₃¯ + ne^- ––> продукты восстановления

кол-во е- -нов:	+le-	+ 3e-	+ 5e-	+8e-
Продукты	NO2	NO	N2	NH3 (NH4NO3)
–––––––––––––––––––® уменьшение концентрации кислоты
–––––––––––––––––––® возрастание активности металла