Гидроксиламин

В молекуле гидроксиламина атом азота имеет непоселенную пару электронов. Поэтому, подобно аммиаку и гидразину, он способен к реакциям присоединения с образованием связей по донорно-акцепторному способу. Гидроксиламин хорошо растворяется в воде, а с кислотами дает соли, например хлорид гидроксиламмония. Степень окислениости азота в гидроксиламине равна -1. Поэтому он проявляет как восстановительные, так и окислительные свойства. Однако более характерна восстановительная способность гидроксиламина. В частности, он применяется как восстановитель (главным образом в виде солей) в лабораторной практике.

Химические свойства:

В водном растворе диссоциирует по основному типу, являясь слабым основанием:

NH₂OH + H₂O = [NH₃OH]⁺ + OH^-

Может также диссоциировать и по кислотному типу

NH₂OH + H₂O = NH₂O^- + H₃O⁺

Подобно NH₃, гидроксиламин реагирует с кислотами, образуя соли гидроксиламиния:

NH₂OH + HCl = [NH₃OH]Cl

На воздухе соединение является нестабильным:

3NH₂OH = N₂ + NH₃ + 3H₂O

На воздухе легко окисляется кислородом воздуха:

4NH₂OH + O₂ = 6H₂O + 2N₂

Гидроксиламин проявляет свойства восстановителя, при действии на него окислителей выделяются N₂ или N₂O:

В некоторых реакциях NH₂OH проявляются окислительные свойства, при этом он восстанавливается до NH₃ или NH₄⁺

Получение

В лаборатории получают разложением в вакууме солей гидроксиламина: (NH₃OH)₃PO₄ или [Mg(NH₂OH)₆](ClO₄)₂.

Спиртовой раствор гидроксиламина можно получить действием этанола на NH₃OHCl.

В промышленности соли гидроксиламина получают восстановлением NO водородом в присутствии платинового катализатора или гидрированием азотной кислоты, а также действием на азотную кислоту атомарным водородом:

Важнейшей солью гидроксиламина является солянокислый NH₂OH·HCl. Он применяется как восстановитель в неорганическом анализе; для количественного определения формальдегида, фурфурола, камфоры, глюкозы; в фотографии и медицине.

Применяется в органическом синтезе. Гидроксиламин, взаимодействуя с альдегидами и кетонами, образует оксимы: R—CH=NOH и R₂—C=NOH.

26. Азотистоводородная кислота, ее соли – получение, свойства, применение.

Азо́ тистоводоро́ дная кислота́, азоими́ д (азидоводород), HN₃ — кислота, соединение азота с водородом. Бесцветная, летучая, чрезвычайно взрывоопасная (взрывается при нагреве, ударе или трении) жидкость с резким запахом. Очень токсична. Её хорошо растворимые соли тоже очень ядовиты.

Химические свойства.

Разбавленные водные растворы не взрывоопасны, но при стоянии раствор HN₃ медленно разлагается до азота и гидроксиламина:

В водном растворе HN₃ проявляет свойства слабой кислоты (рK_а = 4, 59). По силе она близка к уксусной кислоте. Водный раствор HN₃ называют азидоводородной кислотой (азотистоводородной кислотой). В растворах азидоводородная кислота диссоциирует на ионы:

Кислота HN₃ является окислителем. При взаимодействии с металлами образует соль металла, азот и аммиак:

Соли этой кислоты называются азидами. При ударе или нагревании распадаются со взрывом, на чём основано применение азида свинца Pb(N₃)₂ в качестве инициирующего взрывчатого вещества. Относительно устойчивы ионные азиды щелочных металлов, за исключением LiN₃.

Смесь HN₃ и соляной кислоты HCl подобно «царской водке» является сильным окислителем из-за образующегося хлора и растворяет золото и платину:

Кислота и её соли разлагаются при действии сильных окислителей с выделением азота.

В органической химии применяется в реакции Шмидта.

Азидоводород HN₃ получают действием ортофосфорной кислоты на азид натрия NaN₃, который синтезируют из амида натрия:

Также азидоводород можно получить:

· взаимодействием N₂H₄ с HNO₂

· действием разбавленной H₂SO₄ на азиды металлов

· гидролизом ацилазидов.