НЭС/Окислы азота
Окислы азота и их Шаблон:Razr. Азот образует с кислородом 5 хорошо изученных соединений (под названиями их подписаны теплоты образования на 1 грамм-молекулу — в больших калориях):
О. азота могут быть рассматриваемы как ангидриды соответствующих кислот. Впрочем, последнее, строго говоря, может почитаться установленным только для соединений III, IV и V, ибо только эти окислы с водою прямо дают кислоты, отвечающие им по составу (при этом Шаблон:Хим2 является смешанным ангидридом двух кислот — азотистой и азотной, так как с водой образует эти кислоты в эквимолекулярных количествах). Наоборот, окислы Шаблон:Хим2 (I) и NO (II) не реагируют с водой, хотя и образуются из соотв. кислот с потерей Шаблон:Хим2. Кроме упомянутых пяти О. азота, существует еще шестой Шаблон:Хим2, весьма мало изученный. Быть-может, он является ангидридом надазотной кислоты. О. азота принадлежат к числу эндотермических соединений, и с этим обстоятельством связаны их неустойчивость и способность их «поддерживать» горение различных тел, хотя и в весьма неодинаковой степени. В природе существуют два главных источника, которые могут служить для получения О. азота: 1) соли азотной кислоты (нитраты) или селитры, содержащиеся в почве и образующиеся в ней благодаря деятельности особых бактерий, и 2) атмосферный воздух. Из нитратов О. азота получаются через свободную азотную кислоту путем отнятия воды и постепенного восстановления; из воздуха они могут возникать при особых условиях через химическое соединение обоих компонентов, азота и кислорода. Шаблон:Razr Шаблон:Хим2 получается осторожной перегонкой смеси абсолютной азотной кислоты с фосфорным ангидридом: Шаблон:Хим2 (Бертело) или действием хлора на азотно-серебряную соль: Шаблон:Хим2. Бесцветные кристаллы с темп. плавл. 29,5°, весьма летучие (темп. кип. 45° с разлож.) и неустойчивые; легко разлагается на кислород с Шаблон:Хим2. С водой энергично реагирует с образованием азотной кислоты. Шаблон:Razr или азотноватая окись Шаблон:Хим2 образуется, главным образом: 1) при восстановлении азотной кислоты в различных условиях, напр., при действии на нее многих металлов (меди, серебра, ртути и др.), или же органических веществ; 2) при действии кислорода на окись азота, при чем реакция идет очень быстро уже при обыкновенной температуре и сопровождается образованием бурых паров двуокиси (NO и Шаблон:Хим2 — бесцветны): Шаблон:Хим2; 3) при действии высокой температуры на азотнокислые соли многих преимущественно тяжелых металлов. Для лабораторного получения Шаблон:Хим2 обыкновенно пользуются этим последним способом, при чем удобнее всего исходить из азотно-свинцовой соли Шаблон:Хим2, тщательно высушенной нагреванием. При высокой температуре разложение ее идет согласно уравнению: Шаблон:Хим2. Двуокись азота представляет летучую жидкость, уд. в. 1,490 при 0°, кипящую при 26°, а при охлаждении застывающую в бесцветную кристаллич. массу с темп. плавл. −10°. Цвет жидкой двуокиси и в особенности ее паров сильно изменяется от температуры. Бесцветная вблизи точки плавления, она с повышением температуры желтеет, затем постепенно буреет и, наконец, становится интенсивно краснобурой. Эти переходы обусловливаются существованием двух видоизменений двуокиси азота: мономера Шаблон:Хим2 и димера Шаблон:Хим2. Краснобурый цвет принадлежит мономерной разности, между тем как димерная — почти бесцветна. При повышении температуры усиливается диссоциация двойных молекул: Шаблон:Хим2, а потому усиливается и окраска. За этим процессом удобно следить, измеряя плотность пара двуокиси, при разных температурах. Опыт показывает, что с повышением температуры плотность двуокиси, отнесенная к воздуху или водороду, уменьшается, а так как плотность любого газа D по закону Авогадро пропорциональна молек. весу М этого газа (при H = 1, M = 2D), то уменьшение плотности указывает на распад молекул на более простые, на диссоциацию.
Шаблон:Tr Температура. || 26,7° || 39,8° || 60,2° || 80,6° || 100,1° || 121,5° || 135° || 154° Шаблон:Tr Плотность по от-ношению к воз-
духу = 1 || 2,65 || 2,46 || 2,08 || 1,80 || 1,68 || 1,63 || 1,60 || 1,58
Шаблон:Noindent[теоретич. плотность для Шаблон:Хим2 = 1,59, для Шаблон:Хим2 = 3,18]. Степень этой диссоциации легко может быть вычислена; под давлением 760 мм. при 26,7° она — около 20%, при 60° — около 50%, а при 140° — 100% (см. [[../Диссоциация|Диссоциация]]). Так как диссоциация Шаблон:Хим2 сопровождается увеличением объема, то согласно теории (см. [[../Диссоциация|Диссоциация]]), следует ожидать, что повышение давления, влекущее за собой уменьшение объема системы, будет препятствовать диссоциации, и наоборот. Опыт вполне подтверждает этот вывод, как видно из следующих данных, относящихся к постоянной температуре 49,7°.
Шаблон:Tr Общее давлениев мм. || 26,8 || 93,75 || 182,69 || 261,37 || 497,75 Шаблон:Tr Степень диссоциации
в % || 93 || 78,9 || 69 || 63 || 49,3 Шаблон:Tr Плотн. пара относ.
к воздуху || 1,663 || 1,788 || 1,894 || 1,963 || 2,144
Шаблон:NoindentТаким образом, при очень малых давлениях (около 1 мм.) диссоциация практически полная, а при 500 мм. всего лишь около ½ молекул Шаблон:Хим2 находится в состоянии распада. При температурах выше 150° молекула Шаблон:Хим2 сама уже является непрочной и подвергается диссоциации на окись азота и кислород: Шаблон:Хим2:
Шаблон:Tr Температура. || 184° || 279° || 494° || 620° Шаблон:Tr Плотность пара || 1,551 || 1,493 || 1,240 || 1,060 Шаблон:Tr Степень диссоц. NO2 в % || 5 || 13 || 56,5 || 100 Шаблон:Tr Общее давление в мм. || 754,6 || 737,2 || 742,5 || 760Шаблон:NoindentТаким образом, при атмосферном давлении выше 600° двуокись азота практически нацело распадается. Такое влияние температуры понятно, если принять во внимание, что образование двуокиси азота из NO и Шаблон:Хим2 является реакцией экзотермической. Шаблон:Razr Шаблон:Хим2 получается синтетически из Шаблон:Хим2 и NO, или же восстановлением азотной кислоты посредством нагревания ее с белым мышьяком (Шаблон:Хим2) или с крахмалом. В первом случае реакция идет по уравнению: Шаблон:Хим2. В газообразном состоянии Шаблон:Хим2 почти нацело диссоциирован на окись и двуокись азота: Шаблон:Хим2. При сжижении получается голубая жидкость, не обладающая вполне опред. темп. кипения, уд. в. 1,449 при 0°. В твердом состоянии образует вполне определенный химический индивид с темп. плавл. −103°, существование которого было установлено по диаграмме плавкости системы: Шаблон:Хим2 (Витторф). По Бр. Бэкеру в абсолютно сухом состоянии Шаблон:Хим2 переходит в пар без разложения и даже обладает аномально высокой плотностью пара, что указывает на частичную ассоциацию (напр., на образование двойных частей Шаблон:Хим2). При осторожном действии воды Шаблон:Хим2 образует азотистую кислоту: Шаблон:Хим2. Однако, в большинстве реакций ведет себя как смесь NO и Шаблон:Хим2. С кислородом дает Шаблон:Хим2) при температурах, лежащих выше −100° (при более низких температурах NO и Шаблон:Хим2 дает прямо голубой Шаблон:Хим2 в твердом состоянии, дальнейшего же присоединения кислорода не происходит). Шаблон:Razr Шаблон:Хим2 весьма непостоянное соединение, существующее только в разбавленном водном растворе. Последний получается при действии Шаблон:Хим2 на холодную воду, а также при взаимодействии растворимых солей азотистой кислоты с сильными минеральными кислотами: Шаблон:Хим2. Азотистая кислота легко разлагается на воду и Шаблон:Хим2, а так как эта последняя, в свою очередь, дает Шаблон:Хим2 и NO, то в результате, кроме окиси азота, образуются продукты взаимодействия Шаблон:Хим2 с водой. Совокупность происходящих превращений может быть выражена уравнением: Шаблон:Хим2. Если реакция идет при доступе воздуха, то образующаяся NO превращается в Шаблон:Хим2, которая реагирует и т. д. В результате можно всю окись азота, а следовательно и всю азотистую кислоту превратить в азотную кислоту. Этой реакцией (превращением NO в Шаблон:Хим2) пользуются на практике при синтетическом получении азотной кислоты из воздуха, где процесс проходит через следующие стадии:
Шаблон:NoindentСпособность азотистой кислоты окисляться в азотную обусловливают ее восстановительные свойства. Так, она восстановляет перекись водорода в воду, марганцовую кислоту (Шаблон:Хим2) — в соли закиси марганца (Шаблон:Хим2). В других реакциях Шаблон:Хим2 проявляет окислительные свойства, что обусловливается способностью ее восстановляться до NO. Так, HJ (или ее соли в кислом растворе) окисляются с выделением свободного иода: Шаблон:Хим2. Соли азотистой кислоты, или нитриты, отличаются постоянством. Щелочные соли (Шаблон:Хим2, Шаблон:Хим2) легко получаются восстановлением из соотв. нитратов. Лучше всего это достигается плавлением последних в присутствии мет. свинца (Шаблон:Хим2). Нитриты K и Na (также Ca, Sr, Ba) легко растворимы в воде. Наоборот, нитрит серебра Шаблон:Хим2 трудно растворим, а потому осаждается при смешении растворов Шаблон:Хим2 и Шаблон:Хим2. Для азотистой кислоты теоретически возможны, по крайней мере, 2 изомерных (таутомерных) формы: O=N—O—H и OO=N—H. Но на самом деле ни свободная кислота, ни ее соли изомерии не обнаруживают. Такая изомерия, однако, известна для органических производных азотной кислоты. Формуле I отвечают азотистые эфиры RO—N=O (где R — органический радикал, напр., Шаблон:Хим2), а второй — нитросоединения R—N=OO. Те и другие получаются, напр., одновременно при действии иодюров RJ на Шаблон:Хим2. Подобная же изомерия известна и для некоторых комплексных соединений, в которых содержится остаток Шаблон:Хим2. Таковы ксанто-соединения и изоксанто-соединения кобальта Шаблон:Хим2. В первых кобальт связан непосредственно с азотом, как в нитро-соединениях, во вторых — через посредство кислорода, как в азотистых эфирах: Co—N=OO и Co—O—NO. Азотистой кислоте отвечают галоидангидриды общей формулы NOX, где X = F, Cl, Br. — Хлористый нитрозил NOCl получается взаимодействием между NO и Cl, или же при действии нитрозилсерной кислоты (так назыв. «камерных кристаллов»), на хлористый натрий: Шаблон:Хим2. Оранжево-желтый газ, сгущающийся в оранж. жидкость с темп. кип. 8°. С водой дает азотистую и соляную кислоты. Содержится в газах, выделяемых царской водкой. Шаблон:Razr NO. Для получения ее пользуются, главным образом, одной из следующих реакций: 1) действие медных стружек на разбавленную азотную кислоту уд. в. 1,2: Шаблон:Хим2 (эту реакцию можно представить себе таким образом, что водород, выделяющийся при действии меди на часть Шаблон:Хим2, вместо того, чтобы выделяться в свободном состоянии, затрачивается на восстановление другой части азотной кислоты); 2) действием солей закиси железа (напр., железного купороса) на селитру в присутствии свободной кислоты: Шаблон:Хим2. 3) Действием желтой кровяной соли на подкисленный уксусной кислотой раствор Шаблон:Хим2: Шаблон:Хим2. Кроме того, окись азота образуется из своих составных частей, если атмосферный воздух подвергнуть очень высокой температуре и затем сильно и быстро охладить. Реакция Шаблон:Хим2 принадлежит к числу обратимых, и так как NO является эндотермическим соединением, то понятно, что с повышением температуры равновесная система сдвигается в сторону образования этого последнего, подчиняясь уравнению: (где K — постоянная равновесия, CNO, CN2 и CO2 — объемные концентрации окиси азота, свободного азота и кислорода в равновесной системе). В следующей табличке приведены (по Нернсту) величины предельных (объемных) концентраций NO, наблюдаемых в воздухе при различных температурах (по абсолютной скале):
Шаблон:Trcc 1500° || 2000° || 2500° || 3000° Шаблон:Trcc 0,1 || 0,61 || 1,79 || 3,57Шаблон:NoindentС этими величинами, характеризующими Шаблон:Razr, интересно сопоставить данные, касающиеся скорости, с которой это равновесие достигается, а именно промежутки времени (в секундах), в течение которых при различных температурах в воздухе при атм. давлении образуется 50% того количества окиси азота, которое отвечает состоянию равновесия:
Шаблон:Trcc 1200° || 1538° || 1737° || 2600° Шаблон:Trcc очень долго || 97 || 3,5 || 0,18Шаблон:NoindentИз составления этих двух табличек видно, что высокая температура необходима не только для того, чтобы достигнуть образования заметных количеств NO из воздуха, но и для повышения скорости этой реакции, что, конечно, имеет большое практическое значение. С другой стороны, из тех же данных вытекает еще и другой вывод. Для практического использования окиси азота, образовавшейся при высокой температуре, необходимо весьма быстро охладить продукт реакции, чтобы пройти опасный интервал температуры (примерно 3000—1200°) раньше, нежели заметные количества NO успеют обратно разложиться на азот и кислород (при этом следует иметь в виду, что повышение температуры вызывает параллельно ускорение и прямой и обратной реакции). Практически реакцией между Шаблон:Хим2 и Шаблон:Хим2 пользуются для получения азотной кислоты из воздуха. При этом высокую температуру осуществляют, создавая в воздухе пламенную электрическую дугу между двумя электродами, пользуясь током высокого напряжения, а для быстроты охлаждения газообр. продуктов воздух Шаблон:Razr через эту дугу с достаточной скоростью. При этих условиях образовавшаяся в сильном жару окись азота быстро охлаждается до температуры, при которой она достаточно устойчива. Ниже 600° начинается соединение ее с кислородом и образование бурых паров Шаблон:Хим2, а эта последняя с водой и воздухом дает азотную кислоту. Окись азота — газ, довольно трудно сгущающийся в бесцветную жидкость с темп. кипения −154°; при дальнейшем охлаждении застывает в снегообразную массу с темп. плавл. −167°. Крит. темп. −94°. В 1 объеме воды при 0° раств. 0,0738 куб. стм., при 20° — 0,047 куб. стм. NO (0°, 760 мм.); в 1 объеме спирта при 0° — 0,316 куб. стм. В химическом отношении окись азота является соединением ненасыщенным и потому способна к различным реакциям прямого присоединения (в этом и во многих других отношениях она уподобляется окиси углерода CO). Так, с кислородом она дает Шаблон:Хим2 и Шаблон:Хим2, с хлором — хлористый нитрозил NOCl, со многими металлическими солями (напр., железа, висмута, меди) образует комплексные соединения. При пропускании NO в темносиний раствор металлич. натрия в жидком аммиаке образуется соль азотноватистой кислоты: Шаблон:Хим2. В газообразной NO зажженные тела если горят, то лишь с трудом (труднее, чем в Шаблон:Хим2). С ослепительно ярким светом и вспышкой сгорает, однако, смесь NO с парами сернистого углерода (Шаблон:Хим2). Восстановители (водород в присутствии мелкораздробленных металлов, Шаблон:Хим2 и др.), восстановляют окись азота до аммиака. Окислители (Шаблон:Хим2, Шаблон:Хим2, Шаблон:Хим2 и др.) переводят NO (в присутствии воды) в азотистую и азотную кислоту. Сильно сжатая окись азота (до 700 атм.) при комнатной температуре самопроизвольно и быстро (наполовину — в 40 минут) разлагается с образов. Шаблон:Хим2, Шаблон:Хим2 и Шаблон:Хим2 (Шаблон:Хим2; Шаблон:Хим2; Шаблон:Хим2). При более слабом давлении реакция идет много медленнее. Так, при 50 атм. едва заметная реакция наступает через год (Бринэ). В присутствии щелочи разложение NO (с частичным насыщением образующихся продуктов) идет с заметной скоростью уже при атм. давлении. Этими фактами подтверждается взгляд на окись азота, как на соединение, в сущности находящееся (при обыкновенной температуре и вообще при температурах, не слишком высоких) в неустойчивом (метастабильном) состоянии, вернее в состоянии непрерывного распада, скорость которого зависит от физич. условий (а также, вероятно, от наличности каталитических агентов). Окиси азота, формально, отвечает так назыв. нитрогидроксиламиновая кислота Шаблон:Хим2, открытая Аджели. Крайне непостоянная в свободном состоянии и легко разлагающаяся по уравнению Шаблон:Хим2, она более известна в виде солей. Натриевая соль ее, напр., получается при действии гидроксиламина на азотноэтиловый эфир в присутствии алкогольного натрия Шаблон:Хим2. Эта реакция позволяет рассматривать кислоту Шаблон:Хим2 как своеобразный «оксим» азотной кислоты OH—N=ONOH: OO=N—ОН + Шаблон:Хим2 = O=N=OHNOH + Шаблон:Хим2. Остаток NOH в этой кислоте связан непрочно; он может при некоторых реакциях отщепляться и функционировать самостоятельно, при чем он, однако, образуется лишь мимолетно и быстро полимеризуется с образованием азотноватистой кислоты, или же претерпевает какое-либо иное превращение. Так, при нагревании Na-соли ее происходит распад, протекающий в две стадии: 1) O=N=NONaONa = O=N—ONa + NONa; 2) 2NO.Na = NaON:NONa. Тот же остаток NOH отщепляется при действии кислоты Шаблон:Хим2 на альдегиды. При этом остаток NOH in statu nascendi реагирует по уравнению: R—C—HO + NOH = R—С=NOHOH с образованием соотв. гидроксамовой кислоты. Кетоны не дают этой реакции, которая, таким образом, может служить для характеристики альдегидов. Шаблон:Razr Шаблон:Хим2 не может быть получена прямым синтезом из элементов, но зато легко образуется при восстановлении азотной кислоты и О. азота в подходящих условиях. Обычно ее получают осторожным нагреванием (не выше 250°) азотноаммонийной соли: Шаблон:Хим2 (при слишком сильном нагревании может быть взрыв). Бесцветный газ, сгущающийся в бесцветную жидкость при 0° и 30 атм. темп. кип. −89,5°; крит. темп. 39°, уд. в. 1,226 при −89°. При сильном охлаждении застывает в бесцветн. крист. с темп. плавл. −102°. В 1 объеме воды растворяется при 0° — 1,30 объемов при 15° — 0,738 объемов газообр. Шаблон:Хим2. В 1 объеме спирта при 20° раств. около 3 об. Шаблон:Хим2. Закись азота подобно окиси азота при обыкновенной температуре находится в переохлажденном состоянии. Она практически нацело распадается на Шаблон:Хим2 и Шаблон:Хим2 при нагревании до 900°. В соприкосновении с детонирующим капсюлем гремучей ртути разлагается со взрывом (Бертло). При обыкновенной температуре закись азота отличается инертностью, но при нагревании реагирует со многими телами. Так, она поддерживает горение фосфора, серы, тлеющей лучинки сильнее, чем воздух, но менее сильно, чем чистый кислород. Животные, однако, не могут утилизировать кислорода, заключающегося в Шаблон:Хим2 для дыхания. Поэтому в чистой закиси азота животные погибают. [Примесь Шаблон:Хим2 к вдыхаемому кислороду или воздуху вызывает своеобразное явление возбуждения (откуда старинное название Шаблон:Хим2 «веселящий газ»), затем наркоза. Поэтому закисью азота в прежнее время пользовались при операциях для анэстезии особенно охотно зубные врачи]. Интересна способность закиси азота реагировать с амидом натрия Шаблон:Хим2. Эта реакция привела к синтезу азотистоводородной кислоты. Из Шаблон:Razr закиси азота прежде всего следует указать на Шаблон:Razr Шаблон:Хим2. В виде солей последняя получается: 1) действием амальгамы натрия на растворы нитратов или лучше нитритов: Шаблон:Хим2; 2) пропусканием окиси азота в раствор мет. калия или натрия в безводн. жидком аммиаке: 2Na + 2NO = Шаблон:Хим2. Азотноватистая кислота образуется также при действии азотистой кислоты на гидроксиламин: Шаблон:Хим2, а равно и при осторожном окислении гидроксиламина. Для очистки ее переводят в характерную трудно растворимую серебряную соль Шаблон:Хим2, а последнюю очищают, растворяя в разбавл. Шаблон:Хим2 или Шаблон:Хим2 и осторожно осаждая прибавлением аммиака или соды. Свободная кислота, получаемая при действии на серебряную соль (взятую в избытке) эфирного раствора хлористого водорода, образует бесцветные кристаллы, легко растворимые в воде, очень непрочные и крайне легко взрывающие. Разложение свободной кислоты совершается, главным образом, по уравнению: Шаблон:Хим2. Однако, как уже было упомянуто, реакция эта необратима, и кислота не может быть обратно получена из закиси азота и воды. Слабая кислота, по силе близкая к угольной. Щелочные соли ее легко растворимы, мало устойчивы, но не взрывчаты. Серебряная соль отличается сравнительно большою прочностью. При действии на нее иодистого этила Цорн получил так назыв. диазо-этоксан Шаблон:Хим2 (?), бесцветную легко-летучую жидкость, обладающую весьма сильно взрывчатыми свойствами. При омылении она не дает обратно азотноватистой кислоты. Известен изомер азотноватистой кислоты, Шаблон:Razr (Шаблон:Хим2), образующийся путем нитрования уретана (Шаблон:Хим2) и гидролиза образующегося при этой реакции нитроуретана (Шаблон:Хим2); образует белое крист. вещество весьма неустойчивое, плавится с разлож. при 72—75°; двухосновная кислота. В противоположность азотноватистой кислоте особенно непостоянен в виде солей, из которых известна одна ртутная Шаблон:Хим2. Ганч считает, что нитрамид является стереоизомером азотноватистой кислоты. К производным закиси азота следует также отнести азотисто-водородную кислоту Шаблон:Хим2, открытую Курциусом в 1890 г. и представляющую одно из интереснейших соединений минеральной химии. Курциус получил ее сложным путем из соотв. органических производных. Ныне известен ряд простых ее синтезов, из коих укажем на два важнейших: 1) При пропускании тока Шаблон:Хим2 над амидом натрия Шаблон:Хим2 при нагревании (или при пропускании того же газа через раствор. Шаблон:Хим2 в жидком аммиаке) — образуется натриевая соль азотистоводородной кислоты: Шаблон:Хим2, а из нее легко может быть получена и свободная кислота (см. ниже). 2) Действием азотистой кислоты (лучше in statu nascendi, напр., при образовании ее из эфиров) на гидразин по уравнению: Шаблон:Хим2. Из своих солей (азидов) азотистоводородная кислота легко может быть получена перегонкой с разбавленной серной кислотой (которую Шаблон:Razr прибавляют к кипящему водному раствору азида). Так получают разбавленную (3—5%) Шаблон:Хим2, а из нее легко осторожной перегонкой (собирая первые порции) и осушением паров через Шаблон:Хим2 получить и безводную Шаблон:Хим2. Азотистоводородная кислота образует бесцветную жидкость с темп. кипения +37°, застывающую при −80° в крист. массу, и весьма ядовитую. Безводная кислота обладает беспримерно сильными взрывчатыми свойствами: весьма легко взрывает от удара, небольшого даже повышения температуры и пр. Эти свойства стоят в связи с сильной эндотермичностью Шаблон:Хим2 (тепло-образ. — 62 бол. кал.). Одноосновная кислота, сравнительно слабая — порядка уксусной. При восстановлении ее получаются аммиак и гидразин. Соли азотистоводородной кислоты, или азиды, по большей частью обладают сильно взрывчатыми свойствами и трудно растворимы в воде. Однако K, Na, Ca, Sr и Ba соли не взрывчаты (Шаблон:Хим2, напр., при нагревании в пробирке разлагается со слабой вспышкой, образуя азот и синий пар металлического натрия) и легко растворимы. Азид серебра Шаблон:Хим2 напоминает во многих отношениях галоидные соединения Ag. Свинцовая соль Шаблон:Хим2 находит себе применение в качестве детонатора взамен гремучей ртути, так как действует в несколько раз сильнее последней. По способу образования Шаблон:Хим2 из закиси азота, а также из Шаблон:Хим2, ей, повидимому, следует приписать структ. формулу: N=N—NH. Однако, по Тиле, вероятнее иное строение: N≡N=NH. Шаблон:Razr Шаблон:Хим2, открытый Курциусом, может быть рассматриваем как диамид, т.-е. как сочетание двух остатков Шаблон:Хим2 (Шаблон:Хим2). Такое строение гидразина особенно наглядно вытекает из его синтеза, недавно описанного Рашигом. На крепкий раствор аммиака, взятый в избытке, действуют хлорноватистой щелочью. При этом в первую стадию реакции образуется хлорамин: Шаблон:Хим2, а затем хлорамин реагирует с аммиаком по уравнению: Шаблон:Хим2. Последняя стадия реакции совершается гладко только в присутствии небольших количеств клея и некоторых других веществ, повидимому, действующих каталитически. Реакция в принципе весьма близкая к способу Рашига (но более сложная), была значительно раньше открыта в России П. И. Шестаковым (действие хлорноватистой щелочи на мочевину Шаблон:Хим2). Кроме того, существует еще много других способов, ведущих к получению гидразина. Представляя уплотненный аммиак, гидразин является аналогом этого последнего и в этом качестве разделяет с Шаблон:Хим2 способность присоединять элементы воды с образованием гидрата, имеющего характер основания и элементы кислот — с образованием соотв. солей. Содержа 2 группы Шаблон:Хим2, гидразин дает двухэквивалентное довольно сильное (но более слабое, нежели Шаблон:Хим2) основание, гидрат окиси диаммония Шаблон:Хим2, которому отвечают два ряда солей, напр., Шаблон:Хим2. Выделенный из солей с помощью щелочи, гидразин жадно удерживает 1 молекулу воды, образуя гидразин-гидрат — жидкость, кипящую при 119°. Обрабатывая этот гидрат окисью бария, можно получить безводный гидразин в виде бесцветной жидкости с темп. кип. 113,5°, уд. в. 1,014 при 15°, застывающей при 1,4° в крист. массу. Гидразин имеет сильно щелочную реакцию, но двукислотные (средние) соли его сильно гидролизованы и потому сообщают воде кислую реакцию. Гидразин легко окисляется, главным образом, с образованием воды и свободного азота, а также Шаблон:Хим2. Поэтому он является сильным восстановителем и легко редуцирует до металла соли серебра, золота, платины, ртути, меди и мн. др. металлов. Из производных гидразина особого интереса заслуживают органические соединения, производные кетонов и альдегидов: гидразоны RCH=Шаблон:Хим2, RR—C=Шаблон:Хим2 и азины: RCH=N—N=CHR, RR—C=N—N=С—RR (Курциус). Для гидразонов характерна способность в присутствии щелочи и мелко раздробленной платины претерпевать гладкое разложение с образованием соотв. углеводорода и выделением свободного азота (Н. М. Кижнер), напр.: RR—CH=Шаблон:Хим2. Благодаря этой реакции открывается возможность с удобством (и без процессов изомеризации) осуществлять переход от альдегидов и кетонов к отвечающим им углеводородам.