Ogni volta che un qualsiasi metallo viene aggiunto a un acido, il metallo viene ossidato a uno dei suoi ioni positivi, al costo dell'acido che viene ridotto o dell'acqua che viene ridotta a idrogeno. Il prodotto formato dalla riduzione è ciò che viene definito prodotto di riduzione .
Il potenziale di riduzione di $ \ ce {NO3 -} $ è $ 0,8 $, il che rende la riduzione dei nitrati invece dello ione idrogeno $ \ ce {H +} $ ($ E ^ \ circ = 0.0 $) più favorevole. Quindi è il nitrato nell'acido nitrico che viene ridotto invece di $ \ ce {H +} $ o $ \ ce {H2O} $. Ma a una concentrazione molto bassa di ione nitrato e bassa temperatura, come spiegato dall'equazione di Nernst, il potenziale di riduzione diminuisce in modo significativo e combinato con effetti di sovratensione, è $ \ ce {H2} $ che si forma e non il prodotto di riduzione del nitrato che è $ \ ce {NO2} $.
Nel caso degli acidi alici, gli alogeni non possono essere ulteriormente ridotti. Nel caso dell'anione solfato, sebbene abbia un potenziale di riduzione di $ 0,17 $, a causa di effetti di sovratensione, il solfato non viene ridotto, ma l'acqua si riduce dando $ \ ce {H2} $. Ad alte concentrazioni, il potenziale di riduzione aumenta sufficientemente per superare gli effetti di sovratensione, consentendo alla riduzione del solfato di formare $ \ ce {SO2} $ a concentrazioni più elevate di acido solforico. Quindi, in condizioni normali, solo l'acido nitrico dà un prodotto diverso dall'idrogeno gassoso.
Dati sul potenziale di riduzione
$$ \ ce {SO4 ^ {2-} + 4H + + 2e ^ - -> SO2 + 2H2O} (E ^ \ circ = 0.17) $$$$ \ ce {NO3- + 2H + + e- -> NO2 + H2O} (E ^ \ circ = 0.8) $$ $$ \ text {Nernst equation} E = E ^ \ circ- \ frac {RT} {nF} \ ln Q $$$ Q $ = quoziente di reazione, $ E $ = potenziale redox, $ E ^ \ circ $ = potenziale redox standard
EDIT
L'ossidazione del metallo al costo della riduzione di un'altra sostanza si verifica ogni volta che è termodinamicamente favorevole. Di solito (tranne argento, rame) i metalli hanno potenziali di riduzione negativi, il che rende la loro ossidazione al costo dell'idrogeno termodinamicamente favorevole come $ \ Delta G<0 $. Questo porta a una reazione redox spontanea. Questo non è vero se esiste una barriera cinetica o fisica alla reazione. Ad esempio, il ferro è reso passivo dall'acido nitrico a causa della formazione di uno strato di ossido sulla superficie che impedisce ogni ulteriore contatto e quindi arresta la reazione.