— С кислородом азот образует ряд соединений N ₂O₅ — азотный ангидрид [О над-азотной кислоте — см. Крепкая водка.], N ₂O₄ или NO ₂ — азотноватый ангидрид или двуокись азота, N ₂O₃ — азотистый ангидрид, NO — окись азота, N ₂ O — закись азота. Определения Фавра, Томсена, Бертело показали, что при образовании О. азота из азота и кислорода поглощаются следующие количества тепла: N ₂O — 21, N₂O₂ — 43, N₂O₃ — 22, N₂O₄ — 5, N₂O₅ — 1. Числа эти (выражены в тыс. единиц тепла и вычислены для газообразного состояния) получены не из прямых наблюдений, а из сравнения теплот горения тел (уголь, фосфор) в О. азота и чистом кислороде (в первом случае выделится больше и именно настолько, насколько эти О. поглотили тепла при своем образовании; см. Термохимия). Образование О. азота из азота и кислорода наблюдается лишь при условии притока энергии извне: горении водорода, светильного газа, дерева в воздухе, т. е. реакциях, сопровождающихся выделением тепла; при пропускании электрических искр — так, индуктированный ток (65 вольт и 15 ампер, Крукс) дает пламя азота в кислороде (см. Горение).

Азотный ангидрид N₂O₅ и азотная кислота HNO₃, — см. Крепкая водка.

Азотноватый ангидрид N₂O₄ и двуокись азота NO₂. Чистый азотноватый ангидрид представляет бесцветные кристаллы, плавящиеся при 9° (Пелиго) в жидкость, окрашивающуюся при повышении температуры от бледно-желтого до бурого цвета; из этой жидкости кристаллы получаются лишь при охлаждении ниже —16° (Пелиго). Пары азотноватого ангидрида окрашены в бурый цвет, становящийся с повышением температуры все интенсивнее, при 140° теряется прозрачность; при охлаждении наблюдается обратное просветление. Определения плотности пара при различных температурах показали, что азотноватый ангидрид при повышении температуры распадается: N ₂O₄ = 2NO₂, и чем выше температура, тем в большей мере совершается это распадение, при охлаждении же наступает обратная реакция: NO ₂ + NO₂ = N₂O₄. Сен-Клер Девилль и Трост показали, что плотность паров азотноватого ангидрида в пределах температуры 27°-135° меняется от 38 до 23 (по отношению к водороду) и выше этой температуры остается постоянной, а так как N ₂O₄ отвечает плотность 46, а NO ₂ — 23, то очевидно, что при 135° и выше, когда плотность паров = 23, мы имеем только NO ₂, при понижении же температуры диссоциированные частицы NO ₂ будут соединяться, давая N ₂O₄, и каждой температуре будет отвечать своя равновесная система частиц N ₂O₄ и NO ₂ (см. Диссоциация). Дальнейшие исследования подтвердили это объяснение явлений, происходящих с азотноватым ангидридом. Так, влияние понижения давления должно было сказаться тем, что оно способствовало бы образованию частиц менее плотных, занимающих больший объем, т. е. образованию NO ₂, или, иначе выражаясь, должно было увеличить меру диссоциации, что и показали Л. и Г. Натансон. Из таблицы видно, что мера диссоциации — (отношение количества разложенного к количеству всего вещества) растет с уменьшением давления.

Уже в жидком азотноватом ангидриде часть диссоциирована и только в кристаллическом бесцветном веществе имеется не диссоциированный чистый азотноватый ангидрид N ₂O₄. Реакция разложения N ₂O₄ = 2NO₂ сопровождается поглощением тепла (-13,0 кал., Бертело). Характерный спектр поглощения азотноватого ангидрида принадлежит частицам NO ₂, так как он является одним и тем же, как при высоких температурах, при которых N ₂O₄ не существует, так и при низких (Брьюстер, Кундт, Жернез, Бель, Лук). Будучи окислом промежуточным, азотноватый ангидрид может быть получен как из высшей степени окисления — азотной кислоты, так и из низшей — окиси азота. Из азотной кислоты азотноватый ангидрид образуется при восстановлении ее действием олова: 4HNO ₃ + Sn = H₂SnO₃ + Н ₂ О + 2N ₂O₄, крахмала, мышьяковистого ангидрида As ₂ О ₃ и др. веществ, способных легко окисляться, отнимая кислород от азотной кислоты, но при этом N ₂O₄ не получается свободным от других окислов азота (NO, N ₂ O). Лучше исходить из азотнокислого свинца, который при накаливании разлагается: 2Pb(NO ₃)₂ = 2PbO + 4NO₂ + O₂. Получающийся азотноватый ангидрид при охлаждении представляет бурую жидкость и трудно дает кристаллы. Из окиси азота NO азотноватый ангидрид получается наиболее чистым и прямо дает при охлаждении бесцветные кристаллы. Для этого 2 объема окиси азота и 1 объем кислорода, хорошо высушенные, проводятся в охлаждаемую трубку, где, смешиваясь, и соединяются 2NO + O ₂ = 2NO₂. С водой азотноватый ангидрид гидрата не дает, но тотчас же разлагается. Вообще во многих случаях азотноватый ангидрид, как промежуточный окисел, разлагается, образуя производные азотистого и азотного ангидридов. При действии воды на холоде: 2N ₂O₄ + Н ₂ О = 2HNO ₃ +N₂O₃ (Фричше). При действии крепкой H ₂SO₄ образует нитрозил-серную кислоту (SO ₃ H)(NO)O и азотную HNO ₃ (Лунге). BaO уже при обыкновенной температуре дает Ba(NO ₂)₂ и Ba(NO ₃)₂ (Дюлонг). Действие теплой воды в большом количестве дает исключительно НNО ₃, но это происходит потому, что N ₂O₃ тотчас разлагается: 2N ₂O₃ = 2NO + N₂O₄, причем NO дает с кислородом N ₂ О ₄. Точно также и реакцию паров азотноватого ангидрида на бензольный раствор анилина, при которой получается азотнокислый диазобензол: C ₆H₅NH₂ + N₂O₄ = C₆H₅N:N.NO₃ + H₂ O (Витт), можно приписать предварительному распадению 2N ₂O₄ на N ₂O₃ и N ₂ О ₅ [На эту реакцию указывают как на доказательство несуществования азотистого ангидрида (см. дальше), так как характерной реакцией для N ₂O₃ считается именно реакция диазотирования, а при этой реакции последнее производится как бы азотноватым ангидридом.]. С фосфорнокислым магнием, с хлористыми соединениями Sb, Bi, Fe и Al азотноватый ангидрид дает легко разлагающиеся двойные соединения (Бессон), например 3SbСl ₅.2NО ₃. Co и Cu с выделением тепла при обыкновенной температуре дают с парами N ₂O₄ легко разлагающиеся соединения Cu ₂(NO₂) и Co ₂(NO₂) (Сабатье и Сандеран). Азотноватый ангидрид разлагается с выделением свободного кислорода лишь при нагревании выше 500°, причем бурый цвет его пропадает (Ричардсон). В присутствии тел, способных окисляться, азотноватый ангидрид легко отдает им часть или весь свой кислород. Железо и медь при накаливании, цинк и ртуть при обыкновенной температуре разлагают пары азотноватого ангидрида, калий горит с красным пламенем; фосфор и уголь, зажженные, продолжают гореть. На основании реакций, при которых азотноватый ангидрид разлагается на N ₂O₃ + N₂O₅, его можно рассматривать как смешанный ангидрид азотистой и азотной кислот ON.O.NO ₂.

Азотистый ангидрид N₂O₃. При —10° азотистый ангидрид представляет индигово-синюю жидкость, застывающую при —82° (Бирхаус), кипящую при 0° (Фричше, Поршнев). Уже в жидкости наступает разложение (Рамзай, Гейтер), в парообразном же состоянии N ₂O₃ вполне разлагается N ₂O₃ = NO₂ + NO, на что указывает как определение плотности пара (Поршнев), так и то, что спектр поглощения бурых паров (немного менее интенсивного окрашивания, чем для NO ₂), получающихся из N ₂O₃, тот же, что и у двуокиси азота NO ₂ (Лук) [Некоторыми вовсе не признается существование и в жидком виде азотистого ангидрида. За существование азотистого ангидрида в жидком виде говорит то, что соли кислоты, отвечающей этому ангидриду, сравнительно весьма постоянны, указывают также на синий цвет и на то, что в N ₂O₄ растворяется окиси азота maximum (один из способов получения Н ₂ О ₃, см. дальше) столько, сколько требуется уравнением N ₂O₄ + 2NO = 2N₂O₃ (Поршнев). Возможно предположить, что и в этом случае мы имеем явление диссоциации и что реакция N ₂ О ₃  NO+NO₂ обратима, но уже при обыкновенной температуре наступает полное разложение. Определение частичного веса по способу Рауля, указывает на это, так как получились значения 80,9-92,7 вместо требуемого 75,9 (Рамзай).]. Наиболее чистым получают жидкий азотистый ангидрид, смешивая предварительно хорошо высушенные 4 объема окиси азота и 1 объем кислорода и охлаждая до —20° (Реньо-Штрекер). Из N ₂O₄ получают азотистый ангидрид растворением NO при пропускании его в жидкий азотноватый ангидрид при сильном охлаждении N ₂ О ₄ + 2NO = 2N₂O₃ (Поршнев); также действуя на жидкий N ₂O₄: водой при охлаждении 2N ₂O₄ + H₂O = N₂O₃ + 2HNO₃ (Фричше). Из азотной кислоты получают N ₂O₃ восстановлением ее, для чего употребляется мышьяковистый ангидрид As ₂O₃, крахмал (Либих) и пр. Реакции, которые приписываются азотистому ангидриду в парообразном состоянии, должны быть отнесены к реакциям смеси NO и NО ₂, обладающей способностью действовать окислительно. Одной из наиболее важных по практическому своему применению является реакция окисления сернистого ангидрида в серную кислоту (см. Камерное производство) [До позднейших исследований (Поршнев, 1895) в камерном процессе главную роль приписывали действию N ₂O₃ (Лунге), но теперь ввиду того, что доказано, что N ₂O₃ в газообразном состоянии и не существует, окислительную роль необходимо приписать именно смеси NO + NO ₂, что и делает ныне Лунге, вводя в реакции, которыми он выражает камерный процесс, везде NO + NO ₂ вместо N ₂ О ₃, например 2SO ₂ + NO + NO₂ + O₂ + H₂O = 2SO₅ NH.]. Образующиеся при известных условиях в свинцовых камерах так называемые камерные кристаллы представляют соединение O. азота с серной кислотой SO ₃ H(NO)O нитрозил-серную кислоту. Она образуется при взаимодействии различных О. азота (за исключением закиси азота) с О. серы в присутствии малого количества воды. Так, серная кислота крепкая и NO ₂, дымящая азотная кислота и О ₂ дают камерные кристаллы, плавящиеся при +76° с выделением воды и ангидрида (SO ₂.NO₂)₂ O. При действии на них воды выделяются бурые пары О. азота и серная кислота. При действии SО ₂ выделяется окись азота и серная кислота, но лишь в присутствии воды. В крепкой серной кислоте нитрозил-серная кислота растворяется без разрушения (т. е. без выделения O. азота) и чем крепче кислота, тем больше растворимость. Не наступает разрушения такого раствора даже при значительном нагревании. Нитрозил-серную кислоту рассматривают как производное серной и азотистой кислоты (смешанный неполный ангидрид) или как соединение по остаткам азотной и серной кислот HO.SO ₂ — NO₂.

Азотистая кислота HNO₂ или гидрат азотистого ангидрида в чистом виде неизвестен; N ₂ О ₃ жидкий тонет в воде, при 0° довольно значительно растворяется, но при повышении температуры такой раствор разлагается: 3HNO ₂ = 2NO + HNO₃ + H₂ O, окись азота выделяется из раствора (давая бурые пары на воздухе, так как NO + O = NO ₂), a азотная кислота в нем остается. Только в очень слабых растворах и при низких температурах она обладает некоторым постоянством, но при действии порошковатых тел, как песок, гипс, уголь, выделяется N ₂O₃, который и разлагается (Фреми). Соли азотистой кислоты типа M'NO ₂ или M"(NO ₂)₂ отличаются сравнительной прочностью при возвышенной температуре. Искусственно получаются сплавлением селитры со свинцом, т. е. восстановлением солей азотной кислоты: KNO ₃ + Pb = PbO + KNO₂; растворяя в воде KNO ₂, двойным разложением (KNO ₂ + AgNO₃ = KNO₃ + AgNO₂) получают мало растворимую соль серебра. При восстановлении солей азотной кислоты амальгамой натрия, калия и цинка (Шёнебейн), при пропускании смеси NO + NO ₂ (бурые пары, получающиеся, например, при действии крахмала на HNO ₃) в растворе щелочей (Пелиго) образуются соли азотистой кислоты. Также действует и NO в присутствии кислорода или соединений, легко отдающих свой кислород — Ag ₂O, H₂O₂ (Шёнебейн). NH ₄NO₂ очень легко разлагается, а при 70° взрывается и от удара: NH ₄NO₂ = N₂ + 2H₂ O. Кислоты (серная, уксусная) выделяют из солей азотистую кислоту, которая тотчас же распадается. При кипячении водного раствора соли разлагаются: 3MNO ₂ + H₂ О = MNO ₃ + 2MOH + 2NO (Берцелиус). Известны соли М ₃NO₃ и М ₄N₂ О ₆, отвечающие неизвестным орто— N(OH) ₃ и пиро— N ₂(OH)₄ O гидратам азотистой кислоты. О распространении и образовании азотистой кислоты в природе см. Крепкая водка, Селитра. Как промежуточный окисел, азотистая кислота способна к дальнейшему окислению (например при действии Н ₂ О ₂, KMnО ₄), переходя в азотную кислоту и действуя, таким образом, восстановительно (восстанавливает золото из AuCl ₃), но особенно характерны для неё реакции окисления: йодистый калий окисляется с выделением йода (синее окрашивание крахмального раствора), мочевина окисляется: СО(NН ₂)₂ + N₂ О ₂ = СО ₂ + 2Н ₂ О + 2N ₂ (Миллон), SO ₂ окисляется в серную кислоту, аммиак окисляется в воду и азот: NН ₃ + НNО ₂ = N₂ + 2Н ₂ О. Реакции на органические соединения не ограничиваются одними реакциями окисления: азотистая кислота дает сложные эфиры (см.), нитро— и нитрозосоединения (см.), изонитрозосоединения (см.), диазосоединения (см.). Последняя реакция, при которой из бесцветных соединений получаются окрашенные, употребляется для качественного определения азотистой кислоты: так, сернокислый дифениламин окрашивается в голубой цвет, сернокислый метафенилендиамин — в желтый, сульфанидовая кислота с H ₂SO₄ по прибавлении α-нафтиламина дает с азотистой кислотой розовое или красное окрашивание (определяется присутствие 0,01 гр. HNO ₂ в 1 куб. метре воды). Количественное определение азотистой кислоты (также N ₂O₄ и NO) производится, как и определение азотной кислоты, в нитрометре (см.) или же окислением KMnО ₄. Избыток KMnО ₄ титруется обратно щавелевой кислотой (или железным купоросом).

Окись азота NO — бесцветный газ; плотность по отношению к воздуху 1,041 (Томсон), 1,094 (Дэви). При —11° и 104 атмосферах давления сгущается в бесцветную жидкость с температурой абсолютного кипения —93°. Получается из высших степеней окисления азота: восстановлением азотной кислоты медью (8HNO ₃ + 3Cu = 4H₂O + 3Cu(NO₃)₂ + 2NO), также ртутью, серебром, солями закиси железа, при разложении водой N ₂O₄ (2N₂O₄ + H₂O = 2HNO₃ + 2O). Но так как при этих реакциях одновременно с NO образуются и другие О., то для очищения от высших степеней окисления пропускают получающиеся газы через крепкую серную кислоту, в которой эти высшие О. растворяются, а от закиси азота растворением NO в FeSO ₄, откуда окись азота обратно выделяется при повышении температуры. Но и при этом все-таки получается окись азота с содержанием закиси (см. дальше), а потому для получения совершенно чистой окиси азота прибегают к следующему способу. В Вульфову двугорлую склянку наливают крепкой серной кислоты и прибавляют 5% по весу камерных кристаллов, затем через воронку с краном приливают металлической ртути и выделяющиеся газы пропускают через крепкую серную кислоту (Поршнев). Вместо камерных кристаллов можно употреблять азотистокислый натр NaNO ₂. Окись азота растворяется в воде, по Генри, весьма мало (при 20° 100 объемов воды — 5 об. NO) [По Дэви, 100 объемов воды растворяют 10 объемов NO, а по новейшим данным Бунзена 100 объемов воды при 20° растворяют 26,573 объемов, и при 2° — 30,895 объемов NO.]. В спирту абсолютном растворяется весьма значительно (Кариус). Окись азота поглощается растворами многих кислот и солей, особенно растворами солей закиси железа, образуя весьма нестойкие соединения, выделяющие окись азота при нагревании или при пропускании струи водорода. В зависимости от температуры окись азота поглощается в количествах, соответствующих следующим формулам (Gay): до +8° — 3FeSO ₄ +2NO; до +25° — 4FeSO ₄ +2NO; выше +25° — 5FeSO ₄ +2NO. При нагревании такого раствора, окись азота отчасти восстановляется в закись азота N ₂ O (Винклер). Как О. промежуточный, окись азота может или окисляться, переходя в NO ₂, N₂O₃ и HNO ₃, или же восстановляться, переходя в закись азота N ₂ O, в гидроксиламин NН ₃ О, в свободный азот N ₂, или в аммиак NH ₃. Окись азота прямо соединяется с кислородом, результатом чего, при достаточном количестве кислорода, будет азотноватый ангидрид, при недостатке же образуется смесь NO + NO ₂, дающая при охлаждении жидкий азотистый ангидрид N ₂O₃. Реакция 2NO + O ₂ = 2NO₂, идущая очень легко и с выделением большого количества тепла (38 тыс. калорий), в присутствии окислителей идет еще легче и сопровождается часто взрывом (например Cl ₂O + NO = NO₂|Cl₂), причем если в реакции участвует вода, образуются азотная кислота или ее соли. Так действуют Н ₂ О ₂, PbO₂, Ag₂O, KMnO₄ и Au ₂O₃, причем они, отдавая свой кислород, восстановляются или до металлов (например Ag, Au), или же в низшие степени окисления. NO является, таким образом, восстановителем. Окись азота, по наблюдениям Бертело разлагается лишь при нагревании выше 520° согласно равенствам: 2NO = N ₂ + O₂ и 2NO = N ₂ O + O, a так как остающаяся неразложенной окись азота тотчас же соединяется с кислородом 2NO + O ₂ = 2NO₂, то и наблюдается при этом разложении образование бурых паров двуокиси азота. Полное разложение наступает только при температуре плавления платины; при 520°, по Бертело, преобладает образование закиси азота. Реакция разложения 2NO = N ₂ + O₂ должна выделять 43,4 кал., а потому некоторые тела горят в окиси азота более энергично, чем на воздухе, но горение в окиси азота отличается от горения в чистом кислороде тем, что гореть способны в окиси азота лишь те тела, температура горения которых достаточно высока для того, чтобы вызвать разложение окиси азота; так, зажженный фосфор продолжает гореть, а сера и уголь тухнут в окиси азота, но тот же уголь, если его предварительно накалить сильно, продолжает гореть. При накаливании в атмосфере окиси азота Zn, Cd, Cu, Fe, Pb покрываются слоем окислов, низшие степени окисления переходят в высшие; SnO, Ti ₂O₃, Мо ₂ О ₃, WoO₂, UО ₂ в SnO ₂, Ti₂O₅, МоО ₂, Wo₂O₅ и U ₂O₅; сама NO при этом переходит в закись азота N ₂ O, или же выделяет свободный азот N ₂.

Закись азота N₂ О [О применении в медицине — см. ст. Закись азота.] — бесцветный газ, сладковатого вкуса, сгущающийся при 40 атмосферах и 15° в бесцветную жидкость, кипящую при —87,9° (Реньо) и под колоколом воздушного насоса при —115° (Натерер), причем переходит частью в снегообразную массу, частью в прозрачные кристаллы; смесь жидкой закиси азота с сероуглеродом кипит при уменьшенном давлении при —140° [Потому закись азота употребляется при работах, где надо получать низкие температуры.]. Удельный вес газа при 10° 1,52638, при 100° — 1,52336 (Думрейхер). N ₂ O непосредственно из N и O не получается и единственный, почти, путь получения есть восстановление высших степеней окисления азота, например азотной кислоты (удельн. вес 1,217) медью, цинком и другими металлами, NO при действии H ₂ S, Zn или Fe и т. д. Обыкновенно N ₂ O получается при разложении (NH ₄)NO₃, совершающемся при 170°-260° согласно уравнению: (NH ₄)NO₃ = N₂O + 2H₂ O. Разложение производится в реторте при осторожном нагревании, в противном случае может произойти взрыв. В воде растворяется закись азота весьма значительно (при 0° в 100 объемах воды 130 объемов N ₂ O, Кариус). Кислой реакцией раствор не обладает. Закись азота растворяется в спирте, эфире, летучих и жирных маслах. Закись азота, как при непосредственном действии кислорода, так и действием окислителей не переходит в высшие степени окисления азота и вообще отличается значительной инертностью. Ни с натристой известью (при темно-красном калении), ни с KOH в водном (до 3 00°) или спиртовом (до 200°) растворах N ₂ О не соединяется (Бертело). По Гантчу, при действии KOH отчасти наблюдается образование азотистой кислоты и NH ₃ (как нитрид азотной кислоты, N ₂ О должна была при этом дать азотную кислоту и NН ₃). Действием жара N ₂ O разлагается трудно, при 520° разложение наступает в очень малой степени (1,5%), но при пропускании через накаленную трубку или при действии ряда электрических искр наступает разложение на N ₂ и O, а потому и тела, зажженные и обладающие высокой температурой горения, продолжают гореть в закиси азота даже более энергично, чем на воздухе; так, фосфор, уголь, зажженные, продолжают гореть; но тот же фосфор может быть расплавлен в закиси азота и только при прикосновении к нему раскаленного добела (но не докрасна) железа зажигается. Вообще в закиси азота тела горят гораздо легче, чем в окиси азота. K и Na при незначительном нагревании, а Fe при сильном накаливании сгорают; Sn, Zn, Mn окисляются при накаливании. Точно также и вещества легко окисляющиеся, как Н ₂, H₂S, РН ₃, СО и др., отнимают от закиси азота кислород, и смеси их при возвышенной температуре или при действии электрической искры взрываются. При всех этих реакциях освобождается N ₂, a при избытке закиси азота наблюдается и свободный кислород (Пристлей, Тенар), что указывает на предварительное распадение закиси азота на N ₂ = O; на это предварительное распадение указывает и то, что при некоторых реакциях наблюдается образование HNO ₃, но именно при тех же условиях, при которых может образоваться из свободных N ₂ и О ₂ окись азота, которая дальше и переходит в азотную кислоту при действии кислорода и воды, так, например, наблюдается образование HNO ₃ при пропускании смеси H и N ₂ O через губчатую платину (Доберейнер). Весьма интересной является реакция закиси азота с амидом натрия NaNH ₂, так как при ней закись азота образует соль азотистоводородной кислоты HN₃, по уравнению: N ₂ О + H ₂NNa = H₂O + NaN₃ (В. Вислиценус) [Азотистоводородная кислота N₃ H получена впервые Курциусом (1890) при разложении щелочами бензоилазоимида: C₆H₅CO.N₃ + NaHO = C₆H₅CO.OH + NaN₃. Затем Курциусом же азотистоводородная кислота получена из диазоимида гиппуровой кислоты. Из гидразина H ₂N-NH₂ азотистоводородная кислота получается действием (Курциус) окислов азота (N ₂O₃) или же при действии на сернокислый гидразин насыщенного раствора азотистосеребряной соли (Анжели). Из закиси азота и амида натрия (В. Вислиценус) — см. в тексте. Из диазогуанидина при действии KOH — см. Нитрогуанидин. Свободная кислота выделяется из получающихся при вышеуказанных реакциях солей серной кислотой. Безводная N ₃ H — прозрачная, весьма подвижная жидкость, кипит при 37°, в воде хорошо растворима, ядовита, обладает нестерпимым едким запахом, действует разъедающим образом на кожу и слизистые оболочки; представляет вещество весьма нестойкое, так что уже при обыкновенной температуре происходят взрывы. В водном растворе азотистоводородная кислота постоянна, обладает сильнокислой реакцией; электропроводность ее больше чем уксусной кислоты (Оствальд). Теплота нейтрализации для Ba(НО) ₂ = 10,0К, для KН ₃ = 8,2К (Бертело). По своим свойствам азотистоводородная кислота очень сходна с хлористоводородной (за исключением взрывчатости), одноосновна, дает соли типа М'N ₃ или M"N ₆, очень взрывчатые; соли серебра и закиси ртути нерастворимы в воде; Mg, Sn, Al, Fe, Cu выделяют из HN ₃ водород. Из солей получены: NaN ₂ — кристаллична, растворима в воде; NH ₄N₃ — призматические кристаллы, плавится при 50°, при осторожном нагревании возгоняется; теплота образования выведенная из теплоты горения 25,3К (твердая NH ₄N₃) (Бертело). BaN ₆ блестящие кристаллы; AgN ₃ призмы, плавящиеся при 250°, растворяется в NH ₃, на свету не изменяется. Hg ₂N₆ белый кристаллический осадок; (N ₂H₄)HN₃ — соль гидразина, из воды кристаллизуется в блестящих призмах (до 1 дюйма длиной), из спирта в виде пластинок; плавится при 50°. Способ получения азотистоводородной кислоты из закиси азота указывает на связь азотистоводородной кислоты с азотной кислотой, так как, рассматривая закись азота как нитрид, происшедший выделением воды из одноаммиачной соли ортоазотной кислоты, можно и азотистоводородную кислоту рассматривать как нитрил, но происшедший выделением воды из двуаммиачной соли H(NH ₄)₂NO₄ — 4H₂O = N₃ H, а так как водород азотистоводородной кислоты тот же, что и в азотной кислоте, то он и сохранил способность замещаться металлами (Менделеев). По теории строения, азотистоводородной кислоте придают формулу (Курциус), т. е. рассматривают как азо-имид, так как он получается из соответствующих органических соединений.]. На основании того, что N ₂ O непосредственно из N ₂ и О ₂ не получается, а получается лишь из высших окислов, возможно рассматривать закись азота как нитрил азотной кислоты, что и отвечает реакции получении NH ₄NO₃ — 2H₂O = N₂O.

Азотноватистая кислота H₂N₂O₂ в чистом состоянии получена лишь недавно (1896). В виде солей и эфиров была получена впервые в 1871 г. Для получении свободной кислоты — в раствор хлористого водорода в эфире вносится при охлаждении азотноватисто-серебряная соль небольшими количествами, осадок хлористого серебра отфильтровывается и эфир испаряется, по возможности быстро, в эксикаторе над серной кислотой и едким кали; получается свободная азотноватистая кислота в виде белых кристаллов, весьма быстро разлагающихся (Гантч). В водном растворе азотноватистая кислота более постоянна, но при долгом стоянии или при действии сильных кислот разлагается с выделением свободного азота и образованием азотистой и азотной кислот. Свободная кислота окрашивает в синий цвет крахмальный раствор с йодистым калием, а с другой стороны действует и восстановительно, например на KМnО ₄. Кислотными свойствами азотноватистая кислота обладает весьма слабыми, с фенолфталеином титруется только ¹/₂ свободной кислоты; электропроводность незначительна (при t = 0 и растворении грамм-молекулы в 64 литрах воды μ = 3). Частичный вес, определенный криоскопически, оказался отвечающим формуле H ₂N₂O₂ (Гантч). Азотноватистая кислота двухосновна, образует средние эфиры (R ₂N₂O₂) и соли, как средние (M ₂'N₂O₂), так и кислые (M'HN ₂O₂) (Цорн). Соли получаются восстановлением натриевых солей азотной или азотистой кислот в водном растворе амальгамой натрия (Дайверс), или же при электролизе азотистокислых солей, употребляя ртуть как отрицательный полюс (Цорн). Нейтрализовав в первом случае уксусной кислотой, осаждают азотнокислым серебром азотноватисто-серебряную соль Ag ₂N₂O₂, желтого цвета, нерастворимую в воде. В слабых кислотах, а также в NН ₃ и (NH ₄)₂CO₃ соль эта растворяется и из растворов выделяется обратно щелочами или кислотами; крепкими кислотами разлагается с образованием N ₂, HNO₂ и HNO ₃. При 150° сухая соль разлагается с взрывом, при осторожном нагревании образуются Ag, AgNO ₃ и NO. Кислая аммиачная соль NH₄HN₂O₂ получается при пропускании сухого аммиака в эфирный раствор свободной кислоты; белые кристаллы, плавятся с разложением при 64-65° (Гантч), в водном растворе разлагаются. Эфиры этиловый (С ₂ Н ₅)₂N₂ О ₂ (Цорн) и бензиловый (C ₆H₅.CH₂)₂N₂O₂ (Гантч) получаются при действии на Ag ₂N₂O₂ йодистых этила или бензила, например: 2С ₂H₅I + Ag₂N₂ О ₂ = 2AgI + (C₂H₅)₂N₂O₂. По своему составу, азотноватистая кислота представляет соединение закиси азота с водой N ₂O₂H₂ = N₂O + H₂ O, но из закиси азота не получена. С точки зрения теории замещения азотноватистую кислоту можно рассматривать происшедшей из однозамещенной аммиачной соли ортоазотной кислоты с выделением двух частиц воды, т. е. как нитрил или имид ортоазотной кислоты: H ₂NH₄SO₄ — 2Н ₂ О = N ₂ (OH), или NO(NH)(OH). С точки зрения теории строения, азотноватистой кислоте может быть придано строение НО-N=N-ОН.

В. В. Мамонтов. Δ .

Оглавление