Hno3 с металлами таблица
Обновлено: 18.05.2024
ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К КИСЛОТАМ
Чаще всего в химической практике используются такие сильные кислоты как серная H 2 SO 4 , соляная HCl и азотная HNO 3 . Далее рассмотрим отношение различных металлов к перечисленным кислотам.
Соляная кислота ( HCl )
Соляная кислота – это техническое название хлороводородной кислоты. Получают ее путем растворения в воде газообразного хлороводорода – HCl . Ввиду невысокой его растворимости в воде, концентрация соляной кислоты при обычных условиях не превышает 38%. Поэтому независимо от концентрации соляной кислоты процесс диссоциации ее молекул в водном растворе протекает активно:
Образующиеся в этом процессе ионы водорода H + выполняют роль окислителя, окисляя металлы, расположенные в ряду активности левее водорода. Взаимодействие протекает по схеме:
Me + HCl соль + H 2 ↑
При этом соль представляет собой хлорид металла ( NiCl 2 , CaCl 2 , AlCl 3 ), в котором число хлорид-ионов соответствует степени окисления металла.
Соляная кислота является слабым окислителем, поэтому металлы с переменной валентностью окисляются ей до низших положительных степеней окисления:
Fe 0 → Fe 2+
Co 0 → Co 2+
Ni 0 → Ni 2+
Cr 0 → Cr 2+
Mn 0 → Mn 2+ и др .
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2 ↑
2│ Al 0 – 3 e - → Al 3+ - окисление
3│2 H + + 2 e - → H 2 – восстановление
Соляная кислота пассивирует свинец ( Pb ). Пассивация свинца обусловлена образованием на его поверхности трудно растворимого в воде хлорида свинца ( II ), который защищает металл от дальнейшего воздействия кислоты:
Pb + 2 HCl → PbCl 2 ↓ + H 2 ↑
Серная кислота ( H 2 SO 4 )
В промышленности получают серную кислоту очень высокой концентрации (до 98%). Следует учитывать различие окислительных свойств разбавленного раствора и концентрированной серной кислоты по отношению к металлам.
Разбавленная серная кислота
В разбавленном водном растворе серной кислоты большинство ее молекул диссоциируют:
Образующиеся ионы Н + выполняют функцию окислителя.
Как и соляная кислота, разбавленный раствор серной кислоты взаимодействует только с металлами активными и средней активности (расположенными в ряду активности до водорода).
Химическая реакция протекает по схеме:
1│2Al 0 – 6e - → 2Al 3+ - окисление
Металлы с переменной валентностью окисляются разбавленным раствором серной кислоты до низших положительных степеней окисления:
Mn 0 → Mn 2+ и др .
Свинец ( Pb ) не растворяется в серной кислоте (если ее концентрация ниже 80%) , так как образующаяся соль PbSO 4 нерастворима и создает на поверхности металла защитную пленку.
Концентрированная серная кислота
В концентрированном растворе серной кислоты (выше 68%) большинство молекул находятся в недиссоциированном состоянии, поэтому функцию окислителя выполняет сера, находящаяся в высшей степени окисления ( S +6 ). Концентрированная H 2 SO 4 окисляет все металлы, стандартный электродный потенциал которых меньше потенциала окислителя – сульфат-иона SO 4 2- (0,36 В). В связи с этим, с концентрированной серной кислотой реагируют и некоторые малоактивные металлы.
Процесс взаимодействия металлов с концентрированной серной кислотой в большинстве случаев протекает по схеме:
Me + H 2 SO 4 (конц.) соль + вода + продукт восстановления H 2 SO 4
Продуктами восстановления серной кислоты могут быть следующие соединения серы:
Практика показала, что при взаимодействии металла с концентрированной серной кислотой выделяется смесь продуктов восстановления, состоящая из H 2 S , S и SO 2. Однако, один из этих продуктов образуется в преобладающем количестве. Природа основного продукта определяется активностью металла: чем выше активность, тем глубже процесс восстановления серы в серной кислоте.
Взаимодействие металлов различной активности с концентрированной серной кислотой можно представить схемой:
Алюминий ( Al ) и железо ( Fe ) не реагируют с холодной концентрированной H 2 SO 4 , покрываясь плотными оксидными пленками, однако при нагревании реакция протекает.
Ag , Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt не реагируют с серной кислотой.
Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, поэтому при взаимодействии с ней металлов, обладающих переменной валентностью, последние окисляются до более высоких степеней окисления, чем в случае с разбавленным раствором кислоты:
Fe 0 → Fe 3+ ,
Cr 0 → Cr 3+ ,
Mn 0 → Mn 4+ ,
Sn 0 → Sn 4+
Свинец ( Pb ) окисляется до двухвалентного состояния с образованием растворимого гидросульфата свинца Pb ( HSO 4 )2 .
Hno3 с металлами таблица
Температура кипения азота составляет -195,8 °C. Однако быстрого замораживания объектов, которое часто демонстрируют в кинофильмах, не происходит. Даже для заморозки растения нужно продолжительное время, это связано с низкой теплоемкостью азота.
Общая характеристика элементов Va группы
От N к Bi (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.
Азот, фосфор и мышьяк являются неметаллами, сурьма - полуметалл, висмут - металл.
- N - 2s 2 2p 3
- P - 3s 2 3p 3
- As - 4s 2 4p 3
- Sb - 5s 2 5p 3
- Bi - 6s 2 6p 3
Основное и возбужденное состояние азота
При возбуждении атома фосфора электроны на s-подуровне распариваются и переходят на p-подуровень. Однако с азотом ситуация иная. Поскольку азот находится во втором периоде, то 3ий уровень у него отсутствует, а значит распаривание электронов на s-подуровне невозможно - возбужденное состояние у азота отсутствует.
Сравнивая возможности перемещения электронов у азота и фосфора, разница становится очевидна.
Природные соединения
- Воздух - во вдыхаемом нами воздухе содержится 78% азота
- Азот входит в состав нуклеиновых кислот, белков
- KNO3 - индийская селитра, калиевая селитра
- NaNO3 - чилийская селитра, натриевая селитра
- NH4NO3 - аммиачная селитра (искусственный продукт, в природе не встречается)
Селитры являются распространенными азотными удобрениями, которые обеспечивают быстрый рост и развитие растений, повышают урожайность. Однако, следует строго соблюдать правила их применения, чтобы не превысить допустимые концентрации.
В промышленности азот получают путем сжижения воздуха. В дальнейшем путем испарения из сжиженного воздуха получают азот.
Применяют и метод мембранного разделения, при котором через специальный фильтр из сжатого воздуха удаляют кислород.
В лаборатории методы не столь экзотичны. Чаще всего получают азот разложением нитрита аммония
Также азот можно получить путем восстановления азотной кислоты активными металлами.
Азот восхищает - он принимает все возможные для себя степени окисления от -3 до +5.
Молекула азота отличается большой прочностью из-за наличия тройной связи. Вследствие этого многие реакции эндотермичны: даже горение азота в кислороде сопровождается поглощением тепла, а не выделением, как обычно бывает при горении.
Без нагревания азот взаимодействует только с литием. При нагревании реагирует и с другими металлами.
Важное практическое значение имеет синтез аммиака, который применяется в дальнейшим при изготовлении удобрений, красителей, лекарств.
Аммиак
Бесцветный газ с резким едким запахом, раздражающим слизистые оболочки. Раствор концентрацией 10% аммиака применяется в медицинских целях, называется нашатырным спиртом.
В промышленности аммиак получают прямым взаимодействием азота и водорода.
В лабораторных условиях сильными щелочами действуют на соли аммония.
Аммиак проявляет основные свойства, окрашивает лакмусовую бумажку в синий цвет.
- Реакция с водой
Образует нестойкое соединение - гидроксид аммония, слабое основание. Оно сразу же распадается на воду и аммиак.
Как основание аммиак способен реагировать с кислотами с образованием солей.
NH3 + HCl → NH4Cl (хлорид аммония)
Поскольку азот в аммиаке находится в минимальной степени окисления -3 и способен только ее повышать, то аммиак проявляет выраженные восстановительные свойства. Его используют для восстановления металлов из их оксидов.
Горение аммиака без катализатора приводит к образованию азота в молекулярном виде. Окисление в присутствии катализатора сопровождается выделением NO.
Соли аммония
Помните, что по правилам общей химии, если по итогам реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется вода - реакция идет.
- Реакции с кислотами
В реакциях с щелочами образуется гидроксид аммония - NH4OH. Нестойкое основание, которое легко распадается на воду и аммиак.
В воде ион аммония подвергается гидролизу с образованием нестойкого гидроксида аммония.
Оксид азота I - N2O
Закись азота, веселящий газ - N2O - обладает опьяняющим эффектом. Несолеобразующий оксид. При н.у. является бесцветным газом с приятным сладковатым запахом и привкусом. В медицине применяется в больших концентрациях для ингаляционного наркоза.
Получают N2O разложением нитрата аммония при нагревании:
Оксид азота I разлагается на азот и кислород:
Оксид азота II - NO
Окись азота - NO. Несолеобразующий оксид. При н.у. бесцветный газ, на воздухе быстро окисляется до оксида азота IV.
В промышленных масштабах оксид азота II получают при каталитическом окислении аммиака.
В лабораторных условиях - в ходе реакции малоактивных металлов с разбавленной азотной кислотой.
На воздухе быстро окисляется с образованием бурого газа - оксида азота IV - NO2.
Оксид азота III - N2O3
При н.у. жидкость синего цвета, в газообразной форме бесцветен. Высокотоксичный, приводит к тяжелым ожогам кожи.
Получают N2O3 в две стадии: сначала реакцией оксида мышьяка III с азотной кислотой (две реакции, в которых образуется смесь оксидов азота), затем охлаждением полученной смеси газов до температуры - 36 °C.
При охлаждении газов образуется оксид азота III.
Является кислотным оксидом. соответствует азотистой кислоте - HNO2, соли которой называются нитриты (NO2 - ). Реагирует с водой, основаниями.
Оксид азота IV - NO2
Бурый газ, имеет острый запах. Ядовит.
В лабораторных условиях данный оксид получают в ходе реакции меди с концентрированной азотной кислотой. Также NO2 выделяется при разложении нитратов.
Проявляет высокую химическую активность, кислотный оксид.
Как окислитель NO2 ведет себя в реакциях с фосфором, углеродом и серой, которые сгорают в нем.
Окисляет SO2 в SO3 - на этой реакции основана одна из стадий получения серной кислоты.
Оксид азота IV соответствует сразу двум кислотам - азотистой HNO2 и азотной HNO3. Реакции с водой и щелочами протекают по одной схеме.
Если растворение в воде оксида проводить в избытке кислорода, образуется азотная кислота.
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Азотная кислота
Азотная кислота является одной из самых сильных минеральных кислот, в концентрированном виде выделяет пары желтого цвета с резким запахом. За исключением золота и платины растворяет все металлы.
Применяют азотную кислоту для получения красителей, удобрений, органических нитропродуктов, серной и фосфорной кислот. В результате ожога азотной кислотой образуется сухой струп желто-зеленого цвета.
В промышленности азотную кислоту получают в результате окисления аммиака на платино-родиевых катализаторах.
Чистая азотная кислота впервые была получена действием на селитру концентрированной серной кислоты:
Является одноосновной сильной кислотой, вступает в реакции с основными оксидами, основаниями. С солями реагирует при условии выпадения осадка, выделения газа или образования слабого электролита.
При нагревании азотная кислота распадается. На свету (hv) также происходит подобная реакция, поэтому азотную кислоту следует хранить в темном месте.
Азотная кислота способна окислить все неметаллы, при этом, если кислота концентрированная, азот обычно восстанавливается до NO2, если разбавленная - до NO.
В любой концентрации азотная кислота проявляет свойства окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +5 до -3. На какой именно степени окисления остановится азот, зависит от активности металла и концентрации азотной кислоты.
Для малоактивных металлов (стоящих в ряду напряжений после водорода) реакция с концентрированной азотной кислотой происходит с образованием нитрата и преимущественно NO2.
С разбавленной азотной кислотой газообразным продуктом преимущественно является NO.
В реакциях с металлами, стоящими левее водорода в ряду напряжений, возможны самые разные газообразные (и не газообразные) продукты: бурый газ NO2, NO, N2O, атмосферный газ N2, NH4NO3.
Помните о закономерности: чем более разбавлена кислота и активен металл, тем сильнее восстанавливается азот. Ниже представлены реакции цинка с азотной кислотой в различных концентрациях.
Посмотрите на таблицу ниже, в которой также отражены изученные нами закономерности.
Концентрированная холодная азотная кислота пассивирует хром, железо, алюминий, никель, свинец и бериллий. Это происходит за счет оксидной пленки, которой покрыты данные металлы.
Al + HNO3(конц.) ⇸ (реакция не идет)
При нагревании или амальгамировании (покрытие ртутью) перечисленных металлов реакция с азотной кислотой идет, так как оксидная пленка на поверхности металлов разрушается.
Соли азотной кислоты - нитраты NO3 -
Получают нитраты в ходе реакции азотной кислоты с металлами, их оксидами и основаниями.
В реакциях с оксидами и основаниями газообразный продукт обычно не выделяется.
Нитрат аммония получают реакция аммиака с азотной кислотой.
Обратите внимание на следующую закономерность: концентрированная азотная кислота, как правило, окисляет железо и хром до +3. Разбавленная кислота - до +2.
- Реакции с металлами, основаниями и кислотами
Как и для всех солей, из нитратов можно вытеснить металл другим более активным. Соли реагируют с основаниями и кислотами, если в результате реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).
Нитраты разлагаются в зависимости от активности металла, входящего в их состав.
Блиц-опрос по теме Азотная кислота
Холодная концентрированная азотная кислота не вступает в реакцию с алюминием, происходит пассивирование.
2. Реакция концентрированной азотной кислоты с малоактивными металлами сопровождается выделением газа
В реакциях концентрированной азотной кислоты и малоактивных металлов преимущественно выделяется NO2.
3. Если в результате реакции активного металла с азотной кислотой выделилось твердое вещество, то речь идет о
Твердый продукт, образовавшийся в ходе реакции с азотной кислотой, нитрат аммония - NH4NO3
Разложение нитрата аммония протекает по схеме: AgNO3 → Ag + NO2 + O2
Азотной кислотой окрашивает пораженную в результате ожога кожу в желтый цвет.
Азотная кислота
Азотная кислота HNO3 – это сильная одноосновная кислота-гидроксид. При обычных условиях бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C ( при нормальном атмосферном давлении). Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. На свету частично разлагается.
Валентность азота в азотной кислоте равна IV, так как валентность V у азота отсутствует. При этом степень окисления атома азота равна +5. Так происходит потому, что атом азота образует 3 обменные связи и одну донорно-акцепторную, является донором электронной пары.
Поэтому строение молекулы азотной кислоты можно описать резонансными структурами:
Обозначим дополнительные связи между азотом и кислородом пунктиром. Этот пунктир по сути обозначает делокализованные электроны. Получается формула:
Способы получения
В лаборатории азотную кислоту можно получить разными способами:
1. Азотная кислота образуется при действии концентрированной серной кислоты на твердые нитраты металлов. При этом менее летучая серная кислота вытесняет более летучую азотную.
Например , концентрированная серная кислота вытесняет азотную из кристаллического нитрата калия:
2. В промышленности азотную кислоту получают из аммиака . Процесс осуществляется постадийно.
1 стадия. Каталитическое окисление аммиака.
2 стадия. Окисление оксида азота (II) до оксида азота (IV) кислородом воздуха.
3 стадия. Поглощение оксида азота (IV) водой в присутствии избытка кислорода.
Химические свойства
Азотная кислота – это сильная кислота . За счет азота со степенью окисления +5 азотная кислота проявляет сильные окислительные свойства .
1. Азотная кислота практически полностью диссоциирует в водном растворе.
2. Азотная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.
Например , азотная кислота взаимодействует с оксидом меди (II):
Еще пример : азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия:
3. Азотная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов, сульфитов).
Например , азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия:
4. Азотная кислота частично разлагается при кипении или под действием света:
5. Азотная кислота активно взаимодействует с металлами. При этом никогда не выделяется водород! При взаимодействии азотной кислоты с металлами окислителем всегда выступает азот +5. Азот в степени окисления +5 может восстанавливаться до степеней окисления -3, 0, +1, +2 или +4 в зависимости от концентрации кислоты и активности металла.
металл + HNO3 → нитрат металла + вода + газ (или соль аммония)
С алюминием, хромом и железом на холоду концентрированная HNO3 не реагирует – кислота «пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для концентрированной азотной кислоты. При нагревании реакция идет. При этом азот восстанавливается до степени окисления +4:
Золото и платина не реагируют с азотной кислотой, но растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 : 3 (по объему):
HNO3 + 3HCl + Au → AuCl3 + NO + 2H2O
Концентрированная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (IV), азот восстанавливается минимально:
С активными металлами (щелочными и щелочноземельными) концентрированная азотная кислота реагирует с образованием оксида азота (I):
Разбавленная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (II).
С активными металлами (щелочными и щелочноземельными), а также оловом и железом разбавленная азотная кислота реагирует с образованием молекулярного азота:
При взаимодействии кальция и магния с азотной кислотой любой концентрации (кроме очень разбавленной) образуется оксид азота (I):
Очень разбавленная азотная кислота реагирует с металлами с образованием нитрата аммония:
Таблица . Взаимодействие азотной кислоты с металлами.
| Азотная кислота | ||||
| Концентрированная | Разбавленная | |||
| с Fe, Al, Cr | с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al) | с щелочными и щелочноземельными металлами | с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al) | с металлами до Al в ряду активности, Sn, Fe |
| пассивация при низкой Т | образуется NO2 | образуется N2O | образуется NO | образуется N2 |
6. Азотная кислота окисляет и неметаллы (кроме кислорода, водорода, хлора, фтора и некоторых других). При взаимодействии с неметаллами HNO3 обычно восстанавливается до NO или NO2, неметаллы окисляются до соответствующих кислот, либо оксидов (если кислота неустойчива).
Например , азотная кислота окисляет серу, фосфор, углерод, йод:
Безводная азотная кислота – сильный окислитель. Поэтому она легко взаимодействует с красным и белым фосфором . Реакция с белым фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается взрывом.
Видеоопыт взаимодействия фосфора с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.
Видеоопыт взаимодействия угля с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.
7. Концентрированная а зотная кислота окисляет сложные вещества (в которых есть элементы в отрицательной, либо промежуточной степени окисления): сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. При этом азот восстанавливается до NO2, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.
Например , азотная кислота окисляет оксид серы (IV):
Еще пример : азотная кислота окисляет иодоводород:
Сера в степени окисления -2 окисляется без нагревания до простого вещества, при нагревании до серной кислоты.
Например , сероводород окисляется азотной кислотой без нагревания до молекулярной серы:
При нагревании до серной кислоты:
Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III):
8. Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет («ксантопротеиновая реакция«).
Ксантопротеиновую реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка прибавляем концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака окраска переходит в оранжевую.
Видеоопыт обнаружения белков с помощью азотной кислоты можно посмотреть здесь.
Азотная кислота — строение и химические свойства
Азотная кислота – бесцветная гигроскопичная жидкость, c резким запахом, «дымит» на воздухе, неограниченно растворимая в воде.
ткип. = 83oC.. При хранении на свету разлагается на оксид азота (IV), кислород и воду, приобретая желтоватый цвет:
4HNO 3 = 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 .
Азотная кислота ядовита.
В растворе — сильная кислота; нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака, реагирует с основными оксидами и гидроксидами, солями слабых кислот. Сильный окислитель; реагирует с металлами, неметаллами, типичными восстановителями. Концентрированная кислота пассивирует Al, Be, Bi, Со, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th, U; не реагирует с Au, Ir, Pt, Rh, Та, W, Zr. Не разрушает диоксид кремния. Смесь концентрированных HNO3 и HCl («царская водка») обладает сильным окислительным действием (превосходит чистую HNO 3 ), переводит в раствор золото и платину. Еще более активна смесь концентрированных HNO3 и HF.
M r = 63, 01; d = 1, 503 (25) ; t пл = -41, 6 o C; t кип +82,6 o C (разл.).
Химические свойства азотной кислоты
1. Типичные свойства кислот:
1) Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:
2) С основаниями, амфотерными гидроксидами:
3) Вытесняет слабые кислоты из их солей:
2. Специфические свойства азотной кислоты как окислителя
1) Взаимодействие азотной кислоты с металлами
В качестве окислителя выступает азот в степени окисления +5, а не водород. В результате реакций образуется продукт восстановления нитрат-иона, соль и вода. Глубина восстановления нитрат-иона зависит от концентрации кислоты и от положения металла в электрохимическом ряду напряжений металлов. Возможные продукты взаимодействия металлов с азотной кислотой приведены в таблице ниже. Чем активнее металл и выше степень разбавления кислоты, тем глубже происходит восстановление нитрат-ионов азотной кислоты .
4 HN +5 O 3( конц .) + Cu 0 = Cu +2 (NO 3 ) 2 + 2 N +4 O 2 + 2 H 2 O
N +5 + 1e → N +4 2 окислитель, пр-с восстановления
Cu 0 – 2e → Cu +2 1 восстановитель, пр-с окисления
8 HN +5 O 3( разб .) + 3 Cu 0 = 3 Cu +2 (NO 3 ) 2 + 2 N +2 O + 4 H 2 O
N +5 + 3e → N +2 2 окислитель, пр-с восстановления
Cu 0 – 2e → Cu +2 3 восстановитель, пр-с окисления
2) Проявляет окислительные свойства при взаимодействии с неметаллами:
3) Азотная кислота окисляет сложные вещества:
4) Ксантопротеиновая реакция:
Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук – «ксантопротеиновая реакция»).
Реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка прибавляют концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака (в щелочной среде) окраска переходит в оранжевую. Появление окрашивания свидетельствует о наличии ароматических аминокислот в составе белка.
5) Окислительные свойства «царской водки»:
Смесь концентрированных азотной и соляной кислот в объемном соотношении 1 : 3 обладает еще большей окислительной активностью, они могут растворять даже золото и платину:
HNO 3 + 4HCl + Au = H[AuCl 4 ] + NO + 2H 2 O;
4HNO 3 + 18HCl + Pt = 3H 2 [PtCl 6 ] + 4NO + 8H 2 O
Читайте также: