🟦🟦🟦🟦 Окисление нитратами Первый урок, который дают нам нитраты — что окислительная способность зависит далеко не только от высокой степени окисления атома. Несмотря на то, что азотная кислота 🔵 — это жутко активный окислитель практически в любых условиях и концентрациях, ее соли при прочих равных чувствуют себя комфортно и не хотят восстанавливаться даже активными восстановителями. Вы можете бросать в водный раствор нитрата цинк, можете булькать сероводородом или мешать с иодидами — ничего не произойдет. Да, нитрат — птица гордая, пока не пнешь, не полетит. Но вот если пнуть нитрат особыми условиями, результат может превзойти все ожидания: 1️⃣ Поджигание в твердой фазе Тут дело идёт так бойко, что может взорвать половину столицы государства. Более классический пример: взряв черного пороха, см картинку 👆 2️⃣ Кислая среда Классический случай: восстановление водородом. Нет, опять же, если вы просто будете пускать пузырики водорода через раствор, радости мало. Нужен особый водород [H]: атомарный водород, вытесняемый из кислоты, который еще не успел объединиться в H₂: Zn + 2*HCl = ZnCl₂ + 2 [H] Такой водород легко восстанавливает нитраты до нитритов. 3️⃣ Щелочная среда Тут аналогично: амфотерный металл, растворяясь в щелочи, окисляется до гидроксокомплекса (см рис.), но вместо выделения водорода происходит восстановление нитрата. 🤩🤩🤩 ВАЖНО: Это особо лютый случай восстановления, который идет не до нитрита, а до конечной станции: N⁻³! Более мягкий случай в щелочной среде: окисление хрома(III) до хрома(VI). Помним же, что в сильнощелочной среде хром(III) восстановитель? Но не такой сильный, конечно, поэтому тут опять восстановление идет до нитрита. Ну как, теперь не облажаетесь, если нитрат попадется в №29? 👍 — изи! 👍 — можно лучше марганцовку, пжлста!