Гидроксиламин представляет собой бесцветные кристаллы. Используют его главным образом в качестве восстановителя.

Расплавленный NH₂OH является хорошим растворителем некоторых солей. С водой он образует гидрат гидроксиламина NH₂OH×Н₂О, характеризующийся слабо выраженными основными свойствами. В сочетании с дымящейся HNO₃ соединение это иногда используется как реактивное топливо.

С кислотами гидроксиламин дает соли гидроксиламмония [NH₃OH]⁺, например [NH₃OH]Cl, [NH₃OH]NO₃, [NH₃OH]₂SO₄

NH₂OH + HCl = [NH₃OH]Cl

Соли гидроксиламмония – устойчивые бесцветные кристаллические вещества, растворимые в воде.

В ряду H₂O₂ - NH₂OH-N₂H₄ окислительная активность падает, а восстановительная возрастает. Так, если для H₂O₂ наиболее характерны окислительные свойства, а для N₂H₄ – восстановительные, то NH₂OH в щелочной среде является сильным восстановителем:

-1 0

2 NH₂OH + I₂ + 2 KOH = N₂ + 2 KI + 4H₂O

восстановитель

-1 -3

2 NH₂OH + 4 FeSO₄ + 3 H₂SO₄ = 2 Fe₂ (SO₄)₃ + ( NH₄)₂SO₄ + 2 H₂O

окислитель

Как и пероксид водорода, NH₂OH легко разлагается (в особенности при нагревании) по механизму диспропорционирования:

-1 -3 0

3 NH₂OH = H₃N + N₂+ 3H₂O

Разбавленные водные растворы солей гидроксиламина довольно устойчивы, тогда как крепкие быстро разлагаются с образованием NH_3, N₂ и N₂O. Такой распад сильно ускоряется в присутствии платиновой черни.

Окислители обычно переводят гидроксиламин либо в N₂O (например, HNO₃), либо в N₂ (например, V₂O₅, HOCl).

Для гидроксиламина довольно характерна и окислительная функция. Например, он способен окислять Fe(OH)₂ до Fe(OH)₃. Эта окислительная функция более отчетливо выражена в кислой среде, тогда как наиболее характерна для гидроксиламина восстановительная – в щелочной.

Наиболее важным продуктом частичного окисления аммиака является гидразин (N₂H₄), образующийся по реакции

2 NН₃ + NaOCl = Н₂О + N₂H₄ + NaCl

Гидразин – хороший ионизирующий растворитель. С водой и спиртом он смешивается в любых соотношениях. Водные растворы его показывают щелочную среду:

N₂H₄…НОН = N₂H₅⁺ + OH^-

N₂H₅⁺…HOH = N₂H₆⁺² + OH^-

Являясь донором двух электронных пар, гидразин с кислотами образует два ряда гидразоний-производных, представляющих собой соли, например [N₂H₅]Cl, [N₂H₆]Cl₂, [N₂H₆]SO_4.

Гидразин – эндотермическое соединение. Гидразин и производные гидразоний-ионов значительно менее устойчивы, чем аммиак и производные аммония.

Гидразин – сильный восстановитель:

-2 0

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

Свободный гидразин способен присоединять молекулу воды, давая гидрат гидрозина – N₂H₄•Н₂О. Последний представляет собой бесцветную жидкость и является слабым основанием (К=1×10^-6). Присоединение второй молекулы воды идет уже с трудом. Присоединяя молекулы кислот, гидразин может образовывать два ряда солей, например N₂H₄•НCl и N₂H₄•2НCl. В продажу обычно поступает малорастворимый сульфат N₂H₄•Н₂SO₄ .

В отличие от аммиака гидразин является эндотермичным соединением. Пары его способны сгорать фиолетовым пламенем по реакции:

N₂H₄ + О₂ = 2 Н₂О + N₂ + 128 ккал

На этом основано использование гидразина в качестве реактивного топлива.

С металлическим натрием гидразин взаимодействует по схеме:

2 Na +2 N₂H₄ = 2 NaN₂H₃ + H₂

Образующийся гидразинид натрия представляет собой весьма взрывчатое твердое вещество желтого цвета, хорошо растворимое в избытке гидразина.

В водных растворах гидразин восстанавливает иод до иодистого водорода, соли ртути и серебра – до металлов, соли меди – до ее закиси. Сам он при этом окисляется до свободного азота, но основной процесс обычно осложняется побочными реакциями. Полностью до N₂ гидразин может быть окислен лишь в строго определенных условиях. Окислительная функция у него почти отсутствует, но действием очень сильных восстановителей (водорода в момент выделения) он все же может быть восстановлен до аммиака.

Азотистоводородные кислоты и азиды

При взаимодействии гидразина с азотистой кислотой по схеме:

N₂H₄ + HNO₂ = 2 H₂O + HN₃

образуется азотистоводородная кислота (H-N=N≡N), представляющая собой бесцветную летучую жидкость с резким запахом.

По силе азотистоводородная кислота близка к уксусной, а по растворимости солей азидов похожа на соляную.

Исходным продуктом для получения азидов является NaNN₂, который получают действием N₂O на NaNH₂ при 200⁰ С:

NaNH₂ + O=N≡N → NaNN₂ + H₂O

Ион NH₂^- - окислитель. По окислительным свойствам НNN₂ напоминает НNO₃. Так, если при взаимодействии с металлами НNO₃ дает оксид азота (II) и воду, то НNN₂ образует N₂ («нитрид азота») и NH₃:

+5 0

Cu + 3HNN₂ = Cu(NN₂)₂ + N₂+ NH₃

+5 +2

Cu + 8HNО₃ = 3Cu(NО₃)₂ + NО + 4H₂О

Смесь HNN₂ и HCl, подобно царской водке – сильный окислитель за счет образующегося хлора:

2 HNN₂ + 3 HCl = NH₄Cl + Cl₂ + N₂

Подобно самой HN₃, некоторые азиды при нагревании или при ударе сильно взрываются. На этом основано применение азида свинца [Pb(N₃)₂] в качестве детонатора, т.е. вещества, взрыв которого вызывает мгновенное разложение других взрывчатых веществ.

Оксиды азота

Для азота известны оксиды, по составу формально отвечающие всем его валентностям от единицы до пяти. Их формулы:

N₂O – оксид азота I, закись азота (веселящий газ)

Представляет собой твердое вещество. Обладает наркотическим действием, вызывает сначала судорожный смех, затем потерю сознания.