المحتوى
التفاعلات بين النحاس وحامض النيتريك هي أمثلة على تفاعلات الأكسدة ، حيث يقلل اكتساب الإلكترون عنصرًا واحدًا ويفقد المؤكسد الآخر. حمض النيتريك ليس فقط حمض قوي ، بل هو عامل مؤكسد. لذلك ، يمكن أن يسبب أكسدة النحاس إلى Cu +2. إذا كنت تنوي تجربة هذه التفاعلات ، فمن المهم أن تتذكر أنها تطلق غازات سامة وضارة.
تركيز
يمكن إخضاع النحاس لواحد من تفاعلين عندما يقترن بحامض النيتريك ، اعتمادًا على تركيز المحلول. إذا تم تخفيف حمض النتريك ، فسوف يتأكسد النحاس لتشكيل نترات النحاس بأكسيد النتريك كمنتج ثانوي. إذا تم تركيز المحلول ، فسيتم أكسدة النحاس لتشكيل نترات النحاس مع ثاني أكسيد النيتروجين كمنتج ثانوي. أكسيد النيتريك وثاني أكسيد النيتروجين ضاران ويحتمل أن يكونا سامين على مستويات عالية ؛ ثاني أكسيد النيتروجين هو الغاز البني والقبيح الموجود في ضباب الدخان في العديد من المدن.
معادلات التفاعل
معادلات التفاعلين التي يمكن أن تحدث هي: Cu + 4 HNO3 -> Cu (NO3) 2 + 2 NO2 + 2 H2O ، والتي تنتج ثاني أكسيد النيتروجين و 3 Cu + 8 HNO3 -> 3 Cu (NO3) 2 + 2 NO + 4 H2O ، الذي ينتج أكسيد النيتريك.
مع الحمض المركز ، يقدم المحلول أولاً تلوينًا أخضر ، ثم تلوينًا بنيًا مخضرًا ، وأخيراً تلونًا أزرق ، عند تخفيفه في الماء. أي تفاعل طارد للحرارة ويطلق طاقة في شكل حرارة.
أكسدة الحد
هناك طريقة أخرى لفهم هذا التفاعل وهي تقسيمه إلى تفاعلين نصفين ، أحدهما للأكسدة (فقدان الإلكترونات) والآخر للاختزال (كسب الإلكترونات). التفاعلات النصفية هي: Cu + Cu +2 + 2 ، مما يعني أن النحاس يفقد إلكترونين ، و 2 - + 4 HNO3 ---> 2 NO3 -1 + 2 H2O ، مما يدل على أن إلكترونين تم نقلها إلى المنتجات. تعتمد سرعة هذا التفاعل على مساحة سطح النحاس. سوف تتفاعل الأسلاك النحاسية بشكل أسرع من قضبان النحاس ، على سبيل المثال.
الاعتبارات
يغير المحلول اللون بسبب الماء. على عكس المواد الصلبة النحاسية ، قد تشكل أيونات النحاس في المحلول نوعًا من التفاعل يُسمى مجمع التنسيق مع جزيئات الماء ، وتُعطي هذه المركبات المحلول لونًا أزرق. لا تعمل الأحماض المعدنية مثل حمض الهيدروكلوريك على أكسدة النحاس بنفس طريقة حمض النيتريك لأنها ليست عوامل مؤكسدة قوية. حمض الكبريتيك ، ومع ذلك ، هو عامل مؤكسد قوي. في ظل الظروف المناسبة ، سوف تتفاعل مع النحاس لإطلاق غاز ثاني أكسيد الكبريت.