2. Образование пептидов (реакция поликонденсации) – это специфическая реакция аминокислот.

H₂N-CH₂-COOH + NH₂-CH-COOH → H₂N-CH₂-CO-NH-CH-COOH + H₂O

-СO-NH- пептидная или амидная связь.

a-аминокислоты – исходные вещества для синтеза белков живого организма.

Гидразин и гидроксиламин

Продуктом замещения одного из водородов аммиака на гидроксильную группу является гидроксиламин (NH₂OH). Он образуется при электролизе азотной кислоты (с ртутным или свинцовым катодом) в результате восстановления HNO₃ по схеме

HNO₃ + 6 Н₂  2 Н₂О + NH₂OH

Гидразин и гидроксиламин.

Расплавленный NH₂OH является хорошим растворителем некоторых солей. С водой он образует гидрат гидроксиламина NH₂OH×Н₂О, характеризующийся слабо выраженными основными свойствами. В сочетании с дымящейся HNO₃соединение 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.

Аммоний (свободный радикал) – атомная группа (или радикал) состава NH4, не существующая в свободном виде. Аммоний (свободный радикал), так же как и короткоживущие свободные радикалы, склонен к рекомбинации и как атом водорода образует молекулу водорода.Аммоний (свободный радикал) можно стабилизировать замораживанием или в матрице в виде амальгамы.

Аммоний (катион) – положительно заряженный полиатомный ион с химической формулой NH4+. Аммоний (катион) с противоионом образуют соли аммония, аммониевые соединения, последние входят в большой класс ониевых соединений.

Аммо́ний (лат. Ammonium) — многоатомный неорганический катион, продукт протонирования аммиака. В соединениях играет роль одновалентного металла. Химическая формула — NH4+. При растворении аммиака в растворах кислот происходит реакция протонирования:

NH3 + H+ = NH4+

Ион аммония является правильным тетраэдром с азотом в центре и атомами водорода в вершинах тетраэдра. Размер иона — 1,43 Å[6].

Существует также короткоживущий свободный радикал аммония с формулой NH4[7]

Свойства солей аммония

Большинство солей аммония — бесцветные кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде и легко разлагающиеся при нагревании с выделением газов.

Прочность солей аммония сильно различается. Если записать реакцию аммиака с кислотами следующим образом:

NH3 + Н+X− → [NH4]+X−,

то чем сильнее кислотный остаток Х− удерживает катион Н+, тем труднее происходит прямой процесс и легче — обратный. Поэтому, чем меньше константа диссоциации кислоты, тем менее устойчива её аммонийная соль. Так, соль сильной кислоты HCl хлорид аммония NH4Cl вполне стабилен при комнатной температуре, а соль слабой угольной кислоты в этих условиях заметно разлагается.

Аммониевые соли летучих кислот при нагревании разлагаются, выделяя газообразные продукты, которые при охлаждении вновь образуют соль:

NH4Cl → NH3 + HCl → NH4Cl

Если соль образована нелетучей кислотой, то нагреванием можно удалить NH3:

NH4H2PO4 → Н3PO4 + NH3

Если анион соли аммония содержит атом-окислитель, то при её нагревании происходит реакция внутримолекулярного окисления-восстановления, например:

(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O

NH4NO3 → N2O + 2H2O

Со́ли аммо́ния — соли, содержащие аммоний, NH4+; по строению, цвету и другим свойствам они похожи на соответствующие соли натрия. Все соли аммония хорошо растворимы в воде и полностью диссоциируют в водном растворе. Соли аммония проявляют общие свойства солей. При действии на них щёлочи выделяется газообразный аммиак. Все соли аммония при нагревании разлагаются. Получают их при взаимодействии аммиака или гидроксида аммония с кислотами.

Термическое разложение. Соли аммония при нагревании на пламени обычной газовой горелки в фарфоровой чашке или тигле разлагаются и улетучиваются (термическое разложение). При этом следует избегать чрезмерного нагревания и прокаливания ввиду того, что соли калия и натрия при температуре больше 8000C начинают улетучиваться или сплавляться с материалом тигля.