Гидразин и гидроксиламин

       Строение молекулы и характерные реакции: присоединения, окислительно-восстановительные. Соли гидразиния и гидроксиламмония.                                                           

        Молекула гидразина N ₂ H ₄ достаточно устойчива, несмотря на эндотермичность ∆Н⁰ = 50,2 кДж/моль. Гидразин – жидкость.

       При растворении в воде образует гидраты N₂H₄ · H₂O и N₂H₄ · 2H₂O

Соли гидразония – N₂H₄ · HCl (N₂H₅Cl) ; N₂H₄ · H₂SO₄ (N₂H₆SO₄)

       При взаимодействии с О₂ выделяется большое количество тепла

 N₂H₄ + O₂ = N₂ + 2H₂O ∆H⁰ = – 621,5 кДж / моль     

       N₂H₄ и его производные – сильные восстановители

N ₂ H ₄ + 2 I ₂ = N ₂ + 4 HI

при действии сильных восстановителей может быть окислителем, при нагревании диспропорционирует, проявляет окислительно – восстановительную двойственность.

N₂H₄ + Zn + 4HCl = ZnCl₂ + 2NH₄Cl

3N₂H₄ = N₂ + 4NH₃

       Для N₂H₄ характерны реакции присоединения за счет донорно-акцепторного взаимодействия – входит во многие комплексные соединения в качестве лигандов, реагирует с H₂O, с кислотами, образуя соли аммония и гидразиния.

N₂H₄ + H₂O = N₂H₅⁺ + OH^–

N₂H₄ + HCl = [N₂H₅]Cl

N₂H₄ + 2HCl = [N₂H₆]Cl₂

N₂H₄ + H₂SO₄ = [N₂H₆]SO₄

ZnCl ₂ + 2 N ₂ H ₄ = [ Zn ( N ₂ H ₄ )₂] Cl ₂

Гидразин более сильный восстановитель, чем NH₃ и окисляется чаще всего до N₂.

5N₂H₄ + 4KMnO₄ + 6H₂SO₄ = 5N₂ + 4MnSO₄ + 2K₂SO₄ + 16H₂O

Гидроксиламин NH ₂ OH, производное NH₃ в котором один водорода при взаимодействии с водой дает гидрат гидроксиламина NH₂OH · H₂O.

Гидроксиламин NH₂OH – слабое основание за счёт азота, проявляет свойства донора электронной пары, участвует в реакциях присоединения.

NH₂OH +HCl = ( NH₃OH)Cl ( NH₂OH •HCl)

Соли гидроксиламина (NH₃OH)Cl, (NH₃OH)HSO₄ - восстановители.

Для NH₂OH характерны свойства восстановителя и окислителя он может восстанавливаться до N₂, а также может окисляться до NH₃, NH₄⁺.

В щелочной среде наиболее характерны свойства восстановителя

NH₂OH + J₂ + KOH = KJ + N₂ + H₂O

NH₂OH + KMnO₄ + H₂SO₄ = N₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

В кислой среде чаще всего он восстановитель, но може быть и окислителем

NH₂OH +FeSO₄ + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄ + Fe₂(SO₄)₂ + H₂O

  NH₃

  N₂H₄              + KMnO₄ + H₂SO₄ = N₂ + K₂SO₄ + MnSO₄ + H₂O

  HN ₃ ,

  NH ₂ OH

Получение: восстановление азотной кислоты атомарным водородом при электролизе раствора

                HNO ₃ + 6 H ⁺ + 6 e = NH ₂ OH + H ₂ O

При взаимодействии с HNO₂ можно получить азотистоводородную кислоту HN ₃ .

N ₂ H ₄ + HNO ₂ = HN ₃ + 2 H ₂ O

    HN₃ – непрочная жидкость; ее соли (азиды) также непрочные соединения

   Степень окисления азота в азид- ионе –1/3, а азидиона – 1.

На самом деле у азота

       H – N ^-3 = N ⁺⁵ ≡ N ^-3

[ :N^– = N⁺ = N^–:]^–1            [ N ≡ N = N ]^–1

^{· ·}       

             ^{· ·}

2HN₃ + 2Na = 2NaN₃ +H₂

2 NaN ₃ = 2 Na + 3 N ₂

   Азотистоводородная кислота слабая ( = 10^–5). Соли азиды – растворимы в воде кроме азидов Ag (I), Pb (II)) Hg²⁺, взрывчаты, за исключением солей щелочных металлов (взрывчат только LiN₃ (азиды меди и ртути взрываются при комнатной температуре).

 HN₃ – окислитель – смесь HN₃ и HCl по окислительным свойствам аналогична царской водке, что обусловлено образованием атомарного хлора

4H₂ + HN₃ = 3NH₃

HN₃ + 2HCl = 2Cl + N₂ + NH₃

Сильными окислителями HN₃ окисляется.

10HN₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 15N₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

2 N ₃ ^– – 2 e = 3 N ₂ ^º    | 5

Mn ⁺⁷ +5 e = Mn ⁺²   | 2