1. Réduction de l'acide nitrique :
L'acide nitrique (HNO3) subit une réduction lors de la réaction avec un métal. Dans ce processus, l'atome d'azote de l'acide nitrique est réduit d'un état d'oxydation +5 à un état d'oxydation inférieur, généralement +2 ou +1. Cette réduction de l’acide nitrique consomme des électrons et empêche la réduction des ions hydrogène (H+) en hydrogène gazeux.
2. Formation d'eau :
Lors de la réaction entre un métal et l’acide nitrique, de l’eau (H2O) se forme comme sous-produit. En effet, l’acide nitrique contient à la fois des atomes d’hydrogène et d’oxygène, et lorsque les ions hydrogène (H+) ne sont pas réduits en hydrogène gazeux, ils se combinent avec l’oxygène de l’ion nitrate (NO3-) pour former des molécules d’eau.
3. Propriétés oxydantes des oxydes d'azote :
L'acide nitrique libère également des oxydes d'azote, tels que le dioxyde d'azote (NO2) et l'oxyde nitrique (NO), au cours de la réaction. Ces oxydes d'azote sont de puissants agents oxydants qui peuvent oxyder davantage les ions métalliques et empêcher le dégagement d'hydrogène gazeux.
4. Passivation des métaux :
Certains métaux, comme le fer, l'aluminium et le chrome, forment une couche d'oxyde protectrice à leur surface lorsqu'ils réagissent avec l'acide nitrique. Cette couche d'oxyde agit comme une barrière, empêchant toute réaction ultérieure du métal avec l'acide et inhibant le dégagement d'hydrogène gazeux.
En résumé, le fort caractère oxydant de l’acide nitrique, la formation d’eau et d’oxydes d’azote et la passivation des métaux contribuent tous à l’absence de dégagement d’hydrogène gazeux lorsqu’un métal réagit avec l’acide nitrique. Au lieu de cela, différents produits se forment, tels que des nitrates métalliques, de l’eau et des oxydes d’azote.
