Postupnou náhradou atomů vodíku v molekule amoniaku atomem kovu
(nebo at. skupinou vzniklou z oxokyseliny odtržením -OH skupiny) se
odvozují
amidy (-NH2),
imidy (=NH) a
nitridy (N).
Amidy kovů jsou pevné krystalické látky, připravují se rozpouštěním
alkalických kovů v kapalném NH3 za platinové černě jako katalyzátoru:
2 Na + 2 NH3  2 NaNH2 + H2
zahřátím se amidy rozkládají na amoniak a imidy, imidy se dále rozkládají na
amoniak a nitridy:
2 NaNH2  Na2NH + NH3
3 Na2NH  2 Na3N + NH3
Silné zásady v organické syntéze pro nukleofilní
substituce, polymerizace apod.
Náhradou vodíku v amoniaku atomem elektronegativnějšího prvku se odvozují
aminy, např.:
NH3 + Cl2  NH2Cl + HCl (chloramin)
Chloramin se v nízké koncentraci běžně používá pro dezinfekci vody ve
veřejných vodovodních sítích jako alternativa chlorování. NH2Cl má menší
tendenci reagovat s organickými materiály, voda upravená chloraminem
postrádá zápach chloru typický pro chlorovanou vodu a má lepší chuť.
NH2OH (Hydroxylamin)
- bílá krystalická látka, nestálá, hygroskopická
- slabá zásada - se silnými kyselinami tvoří stálé soli hydroxylaminia [NH3OH]+
- značně jedovatý, redukční činidlo
- dobré koordinační schopnosti (zřetelně nukleofilní charakter)
N2H4 (Hydrazin)
bezbarvá kapalina slabého čpavého zápachu, podobného čpavku, jedovatá,
silně zásaditá, tedy žíravá. Připravuje se reakcí vodného roztoku amoniaku s
roztokem chlornanových solí, např. chlornanu sodného podle rovnice
2 NH3 + NaClO → N2H4 + H2O + NaCl.
Fyzikální vlastnosti hydrazinu jsou velmi podobné vodě, chemické jsou však
velmi odlišné. S vodou tvoří krystalický monohydrát, N2H4.H2O.
- slabá zásada, poskytuje dvě řady solí hydrazinia:
N2H4 + H2O  N2H5
+ + OH 
N2H5
+ + H2O  N2H6
2+ + OH 
- bezvodý hydrazin je bezbarvá kapalina
- na vzduchu hoří za vývoje tepla na dusík a vodu
- komerčně se dodává jako hydrazin hydrochlorid (chlorid hydrazinia
[N2H5]Cl dříve psaný jako adukt N2H4.HCl - původ obchodního názvu)
- v zásaditých roztocích je hydrazin silné redukční činidlo
Nejvíce hydrazinu se spotřebuje jako palivo v raketových motorech.
Používá se jako jednosložková pohonná látka (monopropelant), kde se
využívá jeho rozkladu na vodík a dusík na katalyzátorech podle rovnice
N2H4 → N2 + 2H2,
nebo jako jedna ze složek dvousložkové pohonné látky (bipropelant),
přičemž jako okysličovadlo se nejčastěji používá oxid dusičitý; spalování
probíhá dle rovnice
2N2H4 + N2O4→ 3N2 + 4H2O.
Směs hydrazinu s oxidem dusičitým je hypergolická, tj. uvedená reakce
započne automaticky po smíchání obou složek pohonné látky. Proto při
použití této směsi jsou raketové motory jednodušší, neboť nepotřebují
zážehový systém. Méně často se jako okysličovadlo používá
dýmavá kyselina dusičná (směs zvaná „ďáblův jed“) nebo kapalný kyslík.
Vzhledem k vysokému bodu varu hydrazinu se jedná o tzv.
skladovatelnou pohonnou látku (na rozdíl např. od kapalného vodíku). Na
druhou stranu je nevýhodou jeho vysoký bod tání; proto se často používá
jeho směsi s dimethylhydrazinem, která se nazývá Aerozin-50 a tuhne
hluboko pod bodem mrazu.
HN3 (azidovodík)
- bezbarvá, jedovatá a explozivní kapalina, slabá jednosytná kyselina:
HN3 + H2O ↔ H3O+ + N3
Azidy
N3

- azidy alkalických kovů jsou stálé, rozkládají se na prvky až po zahřátí,
azidy těžkých kovů vybuchují při nárazu (např. Pb(N3)2 se používá do
rozbušek)
Azid sodný je poměrně stálý, dá se bez rozkladu tavit. Pokud se
NaN3 dostane do styku s mědí nebo olovem, může vést k
tvorbě explozivních nebo toxických sloučenin. Při styku se
silnými kyselinami se uvolňuje kyselina azidovodíková
Snadného rozkladu azidu sodného se využívá při konstrukci
automobilových airbagů.
Vzniklý dusík okamžitě naplní airbag, zatímco kovový sodík je přeměněn
reakcí s dusičnanem draselným (KNO3) a oxidem křemičitým (SiO2) na
bezpečnou formu silikátového „skla“.
Nitridy:
binární sloučeniny dusíku především s kovy (t.j. méně elektronegativními
prvky) lze je rozdělit do 2 hlavních skupin:
iontové (ion N3 ):
Li3N, Mg3N2, Ca3N2, Sr3N2, Ba3N2, Zn3N2, Cd3N2, atd; hydrolyzují se za
vzniku amoniaku:
Mg3N2 + 6 H2O  3 Mg(OH)2 + 2 NH3
kovalentní
BN, (CN)2, Si3N4, P3N5, S4N4
intersticiární:
-vytvářejí především přechodnými kovy (Ti, V, Cr, Mo, Ni, Ta), atomy
dusíku jsou zabudovány do mřížky kovu, proměnlivé složení; chemicky
netečné, tvrdé, mají vysoké body tání.
Nitridování
je chemické vytvrzení povrchu zušlechtěné oceli nasycením dusíkem. Tímto
způsobem se zpracovávají předem zušlechtěné (kalené a popuštěné) a na
hotovo opracované ocelové díly, které mají odolávat zvýšenému otěru, jako
jsou: ozubená kola, vačky, činné části nástrojů, čepy hřídelů pro kluzná
ložiska, apod.
Povrch se nasycuje atomárním dusíkem, získaným např.
rozkladem čpavku na vodík a dusík, při teplotě přibližně 500 - 550 °C.
Vzhledem k uvedené teplotě lze nitridovat pouze oceli, které mají teplotu
popouštění vyšší. Nitridovaná ocel také musí obsahovat legury, které
nitridaci podporují a tvrdé nitridy vytvářejí. Těmi jsou
zejména hliník a chrom, ale také molybden, nikl, vanad a titan. V
povrchové vrstvě oceli (do 0,1 mm) vznikají velmi tvrdé nitridy, které zvyšují
její tvrdost.
PH3 (fosfan, fosfin)
- bezbarvý plyn, odporně páchnoucí, velmi jedovatý, ve vodě méně
rozpustný, nad 150 0C se vznítí, se vzduchem tvoří výbušnou směs, vodný
roztok nevykazuje zásadité chování (na rozdíl od NH3), ale je schopen
reagovat s kyselinami za vzniku fosfoniových solí:
PH3 + HX = PH4X (X = halogen)
Fosfoniové sloučeniny
- soli fosfonia (PH4
+ ) jsou analogií amonných solí, velmi málo stálé,
rozkládají se i vodou:
PH4I + H2O  PH3 + I- + H3O+
Fosfidy
- analogie k nitridům
- fosfidy silně elektropozitivních kovů jsou odvozeny od fosfanu
- při reakci s vodou uvolňují fosfan:
Mg3P2 + 6 H2O  3 Mg(OH)2 + 2 PH3
Kovové fosfidy, zejména fosfid zinečnatý, se používají jako rodenticidy.
Kyselina v trávicí soustavě hlodavce reaguje s fosfidem za
vzniku toxického plynného fosfanu. Podobně se využívají také fosfid
hlinitý a vápenatý.
Zn3P2 + 6 H2O  3 Zn(OH)2 + 2 PH3
Rodenticidní fosfid zinečnatý mívá podobu černého prášku obsahující
75 % fosfidu a 25 % vínanu antimonylo-draselného („dávivý vinný
kámen“), emetika, které způsobuje zvracení při náhodném
požití člověkem nebo domácími zvířaty. Je však stále dostatečně účinný
proti potkanům, myším, morčatům a králíkům, kteří nemají zvracivý reflex.
Zn3P2 je polovodič, použití ve fotovoltaických
článcích.
Fosfid vápenatý Ca3P2 po styku s vodou uvolňuje samozápalný difosfan
P2H4 a používá se jako náplň signalizačních prostředků pro námořnictvo.
AsH3 (arsan, arsin, arsenovodík)
- bezbarvý plyn, páchnoucí, silně jedovatý
- silné redukč. činidlo, nemá zásaditý charakter (netvoří AsH4
+)
snadno se rozkládá v prvky již mírným zvýšením teploty, to se využívá k
citlivému důkazu stop arsenu tzv. Marshovou zkouškou založenou na
redukci sloučenin arsenu ve vodném roztoku:
As3+ + 3 Zn + 3 H+  AsH3 + 3 Zn2+
a následném tepelném rozkladu vznikajícího arsanu:
4 AsH3  As4 + 6 H2 (vznik “arsenového zrcátka”)
Arsenidy
Je známo mnoho arsenidových minerálů, například nikelin (NiAs)
a skutterudit (CoAs3), často vyskytují jako nečistoty v sulfidických rudách.
Mnohé arsenidy nepřechodných kovů se používají jako polovodiče,
například arsenid gallitý GaAs.
SbH3 (stiban, antimonovodík)
BiH3 (bismutan, bismutovodík)
se chovají jako AsH3, ale jsou velmi nestálé.
Halogenidy dusíku:
- existují trihalogenaminy (NX3, odvozené od amoniaku) a halogenazidy (XN3,
odvozené od azidovodíku)
- s výjimkou NF3 velice reaktivní, nestálé až explozivní látky
NCl3, NBr3 a NI3 jsou explozivní látky, vznikají halogenací kapalného NH3,
hydrolyticky se rozkládají:
NCl3 + 3 H2O  3 HOCl + NH3
Fluorid dusitý je nehořlavý plyn bez barvy a zápachu. Používá se mj. při
výrobě plazmových obrazovek, solárních panelů a displejů z kapalných
krystalů, také jako selektivní činidlo při leptání oxidu křemičitého.
Trijodamin (jododusík, jodid dusitý) je černo-zelená krystalická chemická
sloučenina kovového lesku, řadí se mezi třaskaviny. Suchý je velice citlivý
a exploduje i při velmi slabém mechanickém podnětu.
Halogenidy fosforu:
Halogenidy fosforité PX3
-s výjimkou fluoridu se halogenidy připravují přímým slučováním halogenu
s fosforem
PCl3 - kapalina, prudce se hydrolyzující na kyselinu fosforitou:
PCl3 + 3 H2O  H3PO3 + 3 HCl
(meziproduktem je chlorid fosforylu POCl)
Halogenidy fosforečné PX5
-vznikají přímým slučováním halogenidů fosforitých s odpovídajícími
halogeny
-nejznámější je PCl5, bílá krystal. látka, vodou hydrolyzuje přes POCl3 na
kyselinu fosforečnou:
PCl5 + 4 H2O  H3PO4 + 5 HCl
Halogenidy arsenu:
- analogické chem. chování, stejně jako u ostatních prvků 5. podskupiny
existují všechny trihalogenidy (s tvarem trojbokého jehlanu), z
pentahalogenidů existuje pouze AsF5 (tvar trojbokého dvojjehlanu)
Halogenidy antimonu:
- analogické chem. chování
- z pentahalogenidů existuje jen SbF5 a SbCl5
- nejdůležitějším halogenidem je
Chlorid antimoničný SbCl5
-vzniká reakcí Sb s nadbytkem chloru, ve vodě hydrolyzuje na kyselinu
hexahydroxoantimoničnou H[Sb(OH)6], která se však nedá získat v pevném
stavu.
Halogenidy bismutu:
- analogické chem. chování, z pentahalogenidů existuje jen BiF5
Chlorid bismutitý BiCl3
- ve vodném roztoku hydrolyzuje:
BiCl3 + H2O  BiOCl + 2 HCl
BiOCl + 2 H2O  Bi(OH)3 + HCl
chlorid-oxid bismutitý je meziproduktem (intermediátem) hydrolýzy
Oxosloučeniny
Oxid dusný N2O
- bezbarvý plyn (v kap. a tuhé fázi
modrý), málo reaktivní, anestetikum "rajský plyn",
vzniká při rozkladu dusičnanu amonného za vyšší teploty:
NH4NO3  N2O + 2 H2O
Mnohem bezpečnější je příprava zahříváním směsi alkalického
dusičnanu (např. dusičnanu sodného) se síranem amonným
2 NaNO3 + (NH4)2SO4 → Na2SO4 + 2 N2O + 4 H2O
nebo redukcí kyseliny dusičné například chloridem cínatým za
přítomnosti kyseliny chlorovodíkové
2 HNO3 + 4 SnCl2 + 8 HCl → 4 SnCl4 + N2O + 5 H2O
nebo zinkem za přítomnosti kyseliny sírové
2 HNO3 + 4 Zn + 4 H2SO4 → 4 ZnSO4 + N2O + 5 H2O
Oxidy dusíku
Nebezpečný pro ozonovou vrstvu Země , protože se ozonem oxiduje:
N2O + O3 → 2 NO2
Zhruba dvě třetiny celkových ročních emisí (cca 20 milionů tun) se uvolňují
z půdy přirozenou cestou a zbývající třetina je výsledkem lidské činnosti.
Oxid dusný také patří mezi skleníkové plyny.
V medicíně se dříve používal ve směsi s kyslíkem (85 % N2O + 15 % O2)
jako anestetikum ke krátkodobým narkózám (v porodnictví nebo
ve stomatologii).
Používá se jako hnací plyn v bombičkách na přípravu šlehačky
(E 942). K tomuto je vhodný pro svojí rozpustnost v tucích.
V raketových motorech, zejména hybridních, slouží jako oxidační
činidlo. Někdy se vstřikuje do spalovacích motorů pro zvýšení
výkonu, protože jeho rozkladem se získá více kyslíku než ze
vzduchu.
Oxid dusnatý NO
- bezbarvý plyn, středně reaktivní, nepárový elektron (radikál), pro radikál
netypické chování: nemá tendenci dimerizovat; snadno se rozkládá:
3 NO  N2O + NO2
(N II  N I + N IV dismutace, disproporcionace)
-vzniká při reakcích, kdy HNO3 vystupuje jako ox. činidlo:
8 HNO3 + 3 Cu  3 Cu(NO3)2+ 4 H2O + 2 NO
- NO je meziproduktem při výrobě kys. dusičné oxidací amoniaku
Oxid dusnatý (NO) ovlivňuje krevní tlak a cévní homeostázu. Tento jev
způsobí vazodilataci, inhibici krevních destiček. NO vzniká redukcí dusitanů a
dusičnanů a tím se dusičnany a dusitany podílí na kardiovaskularním zdraví.
Oxid dusitý N2O3 existuje za nízké teploty (b.t. - 102 0C) v pevném stavu,
světle modrý, při teplotách vyšších než - 100 0C se uplatňuje reversibilní
rozklad:
N2O3 ↔ NO + NO2
Nitrosonium a nitrosyl
+ e
- e
oxid dusnatý
nitrosonium
nitrosyl
Nitroprusid sodný
Oxid dusičitý NO2 - existuje ve formě monomeru a dimeru v rovnováze,
která je závislá na teplotě: 2 NO2 ↔ N2O4
monomer NO2 - hnědý plyn působící jako oxidační činidlo; paramagnetický
(má nepárový elektron), vykazuje typické vlastnosti radikálů: vysokou
reaktivitu, silnou toxicitu; s vodou reaguje:
2 NO2 + H2O  HNO2 + HNO3
dimer N2O4, bezbarvá látka (b.t. -11,2 0C, b.v. 21,5 0C), v pevném stavu
pouze dimer, kapalina částečně disociována na monomer, při teplotách nad
bodem varu výrazný podíl monomeru
+ e
dusitan
Oxid dusičný N2O5
- bezbarvá krystalická látka (b.t. 30 0C), nestálý, snadno se
rozkládá na oxid dusičitý a kyslík, někdy i explosivně, je anhydridem kyseliny
dusičné:
N2O5 + H2O  2 HNO3
vzniká její dehydratací:
2 HNO3 + P2O5  N2O5 + 2 HPO3
Oxidy dusíku se významně podílejí na vzniku reaktivních forem kyslíku
ve fotochemickém smogu
SCR technologie
Amoniak vzniká redukcí oxidů dusíku roztokem močoviny.
2 NO + (NH2)2CO + (1/2)O2 = 2 N2 + 2 H2O + CO2
(NH2)2CO + H2O = 2 NH3 + CO2
2 NO + 2 NH3 + (l/2) O2 = 2 N2 + 3 H2O
Technologie se využívá k eliminaci oxidů dusíku v emisích z mobilních
zdrojů (vznětové motory vybavené SCR katalyzátory) a z tepelných
elektráren.
Vzniklý amoniak se adsorbuje na elektrárenský popílek a omezuje tak
možnost jeho použití jako aditiva do stavebních hmot.
Oxokyseliny dusíku
Kyselina didusná - H2N2O2 - bílá krystalická látka, v suchém stavu výbušná,
slabá dvojsytná kyselina, málo stálá v roztoku
HO - N = N - OH (trans konfigurace)
Kyselina dusitá - HNO2 - středně silná kyselina, ve vodném roztoku
rovnováha:
3 HNO2  HNO3 + 2 NO + H2O
(disproporcionace 3 NIII  NV+ 2 NII )
Dusitany - připravují se tepel. rozkladem dusičnanů alk. kovů:
2 NaNO3  2 NaNO2 + O2
nebo jejich redukcí:
KNO3 + Pb  KNO2 + PbO
- dusitany většinou dobře rozpustné ve vodě a toxické
Dusitan sodný (E250) a dusitan draselný (E 249) se používají
jako konzervanty v masných výrobcích (především uzeninách), kde má
zajistit delší trvanlivost a stálost barvy. Spolu s ním nebo místo něj se k
tomuto účelu používá ještě dusitan draselný (také pravděpodobně
rakovinotvorný), dusičnan sodný a dusičnan draselný. Dusičnany se během
pochodů v těle na dusitany přeměňují.
Kyselina dusičná - HNO3
- bezb. kapalina, b.t. – 42 0C,
b.v. 84 0C, s vodou neomez.
mísitelná, pro lab. použití se prodává obvykle 70 % vodný roztok
HNO3 žloutne oxidem dusičitým, který vzniká fotorozkladem:
2 HNO3  2 NO2 + H2O + 1/2 O2
Koncentrovaná, tzv. dýmavá kyselina dusičná > 89 % je silné oxidační
činidlo;
Au, Rh a Ir odolávají
Al, Fe a Cr se pasivují (pokrývají se vrstičkou resistentních oxidů)
Oxidační účinky kyseliny dusičné klesají s klesající koncentrací až ve
zředěných roztocích (pod 2 mol/l) oxidační účinky HNO3 prakticky vymizí.
V čisté (neředěné) HNO3 se ustavuje autoionizační (autoprotolytická)
rovnováha:
2 HNO3 ↔ H2NO3
+ + NO3

Ve vodných roztocích se uplatní rovnováha:
HNO3 + H2O ↔ H3O + + NO3

Lučavka královská 3 díly konc. HCl + 1 díl konc. HNO3 , používá se k
rozpouštění ušlechtilých kovů (např. Au a Pt)
3 HCl + HNO3 —> NOCl (nitrosyl chlorid) + 2Cl (nascentní chlor) + 2H2O
10 Cl- + 3 NO3
- + 12 H+ + 2 Au —> 3 NOCl + 6 H2O + 2 [AuCl4]Lučavka
Leffortova (obrácená lučavka) je směs stejných kyselin v
opačném poměru – 3 díly HNO3 a 1 díl HCl.
Nitrační směs směs konc. kyseliny dusičné a kyseliny sírové používaná k
nitracím (nahrazení -H skupinou - NO2) u aromatických sloučenin.
Xanthoproteinová reakce
Koncentrovaná HNO3 poleptá kůži a vytváří žluté puchýře, v důsledku tvorby
xanthoproteinu.
Výroba kyseliny dusičné :
Ostwaldův způsob - založen na selektivní oxidaci amoniaku vzdušným
kyslíkem:
4 NH3 + 5 O2  6 H2O + 4 NO
- optimální teplota 800 0C při atm. tlaku, vznikající nitrózní plyny je třeba
rychle zchladit (zamezit rozklad na dusík a kyslík) - styk s katalyzátorem (Pt,
Rh) jen krátký (0,1 ms), plyny vháněny velkou rychlostí přes katalyzátor ve
formě síťky; v další etapě probíhá samovolně oxidace:
2 NO + O2 ↔ 2 NO2 ↔ N2O4
- vznikající oxid dusičitý se absorbuje ve vodě:
N2O4 + H2O  HNO3 + HNO2
- nežádoucí kyselina dusitá se za podmínek výroby rozkládá:
3 HNO2  HNO3 + 2 NO + H2O
- uvolněný NO se vrací zpět do výroby.
Výroba kyseliny dusičné :
Ostwaldův způsob - založen na selektivní oxidaci amoniaku vzdušným
kyslíkem:
4 NH3 + 5 O2  6 H2O + 4 NO
- optimální teplota 800 0C při atm. tlaku, vznikající nitrózní plyny je třeba
rychle zchladit (zamezit rozklad na dusík a kyslík) - styk s katalyzátorem (Pt,
Rh) jen krátký (0,1 ms), plyny vháněny velkou rychlostí přes katalyzátor ve
formě síťky; v další etapě probíhá samovolně oxidace:
2 NO + O2 ↔ 2 NO2 ↔ N2O4
- vznikající oxid dusičitý se absorbuje ve vodě:
N2O4 + H2O  HNO3 + HNO2
- nežádoucí kyselina dusitá se za podmínek výroby rozkládá:
3 HNO2  HNO3 + 2 NO + H2O
- uvolněný NO se vrací zpět do výroby.
a) Reakce Mg nebo Mn s velmi zředěnou HNO3 (6%)
Mg + 2HNO3 —> Mg(NO3)2 +H2
Mn + 2HNO3 —> Mn(NO3)2 +H2
b) Reakce ušlechtilých kovů (Cu, Ag, Pb) s HNO3:
3 Cu + 8HNO3 (zředěná 20%) —> 3Cu(NO3)2 + 2NO+ 4H2O
Cu + 4HNO3 (koncentrovaná) —> Cu(NO3)2+ 2NO2 + 2H2O
6 Hg + 8HNO3 (zředěná) —> 3 Hg2(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
Hg + 4 HNO3 (koncentrovaná) —>Hg(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
c) Oxidace železa :
4 Fe + 10 HNO3 (zředěná) —> 4 Fe(NO3)2 + N2O + 5 H2O
Fe + 6 HNO3 [ konc. (70%)] —> Fe(NO3)3 + 3 NO2 + 3 H2O
Železo nereaguje se silně koncentrovanou HNO3 (80%), pasivuje se
vznikem ochranné vrstvičky Fe(NO3)3 na povrchu železa.
Rozpouštění kovů HNO3
d) Oxidace zinku:
4 Zn + 10 HNO3 (zředěná) ——> 4 Zn(NO3)2 + N2O + 5 H2O
Zn + 4 HNO3 (koncentrovaná) ——> Zn(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
e) Oxidace cínu:
4 Sn + 10 HNO3 (zředěná) ——> 4 Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O
Sn + 4 HNO3 (koncentrovaná) ——> H2SnO3 + 4 NO2 + H2O
f) Oxidace hliníku
Hliník nereaguje se zředěnou ani s koncentrovanou HNO3 v důsledku
vzniku ochranné vrstvičky Al2O3 na povrchu hliníku.
Reakce s nekovy
Reakce kyseliny dusičné s nekovy s výjimkou křemíku a halogenů probíhají
za vzniku oxidu dusíku, vody a oxidu nekovu na nejvyšším oxidačním stupni
tohoto prvku.
C + 4 HNO3 (zředěná) ——> CO2 + 4 NO2 + 2 H2O
3 C + 4 HNO3 (koncentrovaná) ——> 3 CO2 + 4 NO + 2 H2O
Dusičnany - známy od všech kovů, téměř všechny se rozpouštějí ve vodě,
za vyšších teplot lze použít dusičnany jako oxidační činidla (oxidační
tavení)
Dusičnany alkalických kovů
bílé, krystalické látky, rozpustné ve vodě. Lze je připravit reakcí kyseliny
dusičné s příslušným hydroxidem. Při zahřívání se rozpadá na dusitan a
kyslík, dle reakce (Me označuje prvek alkalického kovu):
2 MeNO3 → 2 MeNO2 + O2
Díky vzniklému kyslíku jsou tyto dusičnany dobrými oxidačními činidly.
NaNO3 (chilský ledek) uplatnění nalézá v pyrotechnice, potravinářstí (E
251) a jako hnojivo. Vyrábí se reakcí oxidu dusnatého, oxidu
dusičitého, kyslíku a uhličitanu sodného.
NO + NO2 + Na2CO3 + O2 → 2 NaNO3 + CO2
Laboratorní příprava: NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O
Dusičnany kovů alkalických zemin
ve vodě rozpustné látky při zahřívání tvoří oxid kovu a oxid dusičitý:
MeNO3 → MeO + NO2
Tyto látky mají své uplatnění obvykle v pyrotechnice, jako hnojivo se
používají Mg(NO3)2 a Ca(NO3)2.
Ba(NO3)2 barví plamen do zelena, důležitá látka pro pyrotechniku.
Sr(NO3)2 barví plamen červeně, důležitá látka pro pyrotechniku. Vyrábí se
reakcí uhličitanu strontnatého s kyselinou dusičnou:
SrCO3 + 2 HNO3 → Sr(NO3)2 + CO2 + H2O
Dusičnany přechodných kovů
ve vodě rozpustné látky při zahřívání tvoří oxid kovu a oxid dusičitý:
MeNO3 → MeO + NO2
Často se užívají v chemii na další syntézy.
AgNO3 se užívá se v lékařství, analytické chemii, je základem chemických
procesů ve fotografii.
KNO3 (ledek draselný, sanytr). Tuto látku lze připravit konverzí z
dusičnanu sodného, laboratorní příprava: KOH + HNO3 → KNO3 + H2O
Používá se jako hnojivo nebo jako sůl k nasolování masa (E252). Je též
nejvýznamnější složkou původního černého střelného prachu.
Frostuv diagram
Oxosloučeniny fosforu:
Oxidy
Oxid fosforitý (P4O6) vzniká spalováním fosforu za nedostatku kyslíku;
prudce jedovatý; vzduš. kyslíkem se oxiduje na oxid fosforečný; ve
studené vodě poskytuje kyselinu fosforitou
Oxid fosforečný (P4O10) vzniká spalováním fosforu v nadbytku vzduchu;
bílá krystal. látka, po osvětlení zeleně fosforeskující; snadno sublimuje;
- silně hygroskopický  sušící prostředek v laboratoři, s vodou poskytuje
HPO3, která postupně přechází na H3PO4.
Oxohalogenidy
2 PCl3 + O2  2 POCl3
-vznik též v první fázi hydrolýzy chloridu fosforečného:
PCl5 + H2O  POCl3 + 2 HCl
- vznikající trichlorid-oxid fosforečný dále hydrolyzuje na H3PO4:
POCl3 + 3 H2O  H3PO4 + 3 HCl
Oxokyseliny fosforu
Kyselina fosforná H3PO2
středně silná, jednosytná (pouze jeden vodík vázán přes kyslík  kyselý),
soli fosfornany dobře rozpustné ve vodě, kyselina i soli jsou silná
redukční činidla, oxidují se na H3PO4, popřípadě její soli
Kyselina fosforitá H3PO3;
dvojsytná (2 H vázány přes O), získá se působením vody na chlorid fosforitý,
bezbarvá, krystalická, hygroskopická látka, dobře rozpustná ve vodě;
redukční činidlo.
Kyselina hydrogenfosforečná (metafosforečná) HPO3
vznikne zahříváním H3PO4; má tendenci polymerovat: (HPO3)n, nejznámější
je cyklický tetramer (n = 4)
Kyselina trihydrogenfosforečná (orthofosforečná) H3PO4
vyrábí se působením H2SO4 na fosfáty jako 85 % sirupovitá kapalina, čistá
je bezbarvá krystal. látka, trojsytná kyselina:
H3PO4 + H2O ↔ H3O+ + H2PO4

H2PO4
 + H2O ↔ H3O+ + HPO4
2
HPO4
2 + H2O ↔ H3O+ + PO4
3
Využívá se také při výrobě nealkoholických nápojů (E338; obsahuje ji např.
Coca-Cola) a při výrobě zubních tmelů. Dále je kyselina fosforečná hlavní
složkou odrezovače.
Fosforečnany
jsou známy od většiny kovů; význam jako hnojiva, v laboratoři slouží např.
jako složky pufrů:
alkalické dihydrogenfosforečnany (H2PO4
) reagují kysele,
hydrogenfosforečnany (HPO4
2) a fosforečnany (PO4
3) alkalicky
Výroba kyseliny fosforečné
Termická kyselina fosforečná
Fosfor je základní surovinou pro výrobu termické kyseliny fosforečné,
která se vyrábí spalováním fosforových par s následnou absorpcí ve vodě.
P4 + 5O2 → P4O10
P4O10 + 2H2O → 4HPO3
HPO3 + H2O → H3PO4
Termická kyselina je velice čistá a nemusí se provádět její rafinace.
Extrakční kyselina fosforečná
Výroba kyseliny fosforečné se častěji provádí rozkladem apatitu kyselinou
sírovou, vzniká kyselina fosforečná a dihydrát síranu vápenatého, rozklad
při dihydrátovém postupu se provádí při teplotě 70-80°C:
Ca5(PO4)3F + 5H2SO4 + 10H2O → 3H3PO4 + 5CaSO4·2H2O + HF
Rafinace vysrážením As přídavkem roztoku sulfidu sodného Na2S, vzniklý
As2S3 se separuje filtrací. Další možností rafinace kyseliny fosforečné je
extrakce do vyšších alkoholů (amylalkohol, izopropylalkohol, butanol),
znečišťující ionty kovů zůstávají ve vodném roztoku, organické rozpouštědlo
se poté oddestiluje.
Ve formě hydroxyapatitu Ca5(PO4)3(OH) se fosfor vyskytuje v kostech a
zubech obratlovců.
Transformace kostního minerálu
V kyselém prostředí (krypty, hrobky):
hydroxyapatit (Ca10(PO4)6(OH)2 ) → brushit (CaHPO4 . 2 H2O )
pH: 7, 0 – 7,5 (fyziologické) pH: 4,5 – 6,0
v půdě dochází sklizní úrody k poklesu obsahu fosfátů  nutno
kompenzovat průmyslovými hnojivy:
Superfosfát - fosforečnan vápenatý vyskytující se v přírodě ve formě apatitu
je nerozpustný, převádí se působením H2SO4 na směs Ca(H2PO4)2 a
CaSO4
Fosforečnan železitý – účinná látka přípravku na slimáky a plže (Ferramol).
Tepelnou dehydratací HPO4
2 vznikají difosforečnany:
2 HPO4
2- ↔ P2O7
4- + H2O
Tepelnou dehydratací H2PO4
 vznikají cyklické polyfosforečnany:
nH2PO4
 ↔ (PO3)n
n- + nH2O (n = 3,4)
Tvorba specifických polyfosfátů závisí na podmínkách zahřívání a žíhání.
Sklovitá (i.e., amorfní) forma = Grahamova sůl, krystalické polyfosfáty =
Kurrolova a Maddrellova sůl: [NaPO3]n[NaPO3(OH)]2 kde n ≤ 2000.
Kyselina tetrahydrogendifosforečná H4P2O7, bezbarvá, pevná, čtyřsytná
kyselina,
vytváří jen dvě řady solí: dihydrogendifosforečnany s aniontem H2P2O7
2
a difosforečnany s aniontem P2O7
4
Frostuv diagram
Organické sloučeniny fosforu
ATP
kyselina fytoová
fosfolipidy
Oxosloučeniny arsenu
Oxid arsenitý (arsenik)
Arsenolit (As4O6)
Claudetit (As2O3)
známý jed (“dědický prášek”)
- vzniká hořením As na vzduchu
- málo rozpustný ve vodě, rozpouští se v kyselinách za vzniku arsenitých
solí:
As2O3 + 6H+  2As3+ + 3H2O
a v zásadách za vzniku arsenitanů:
As2O3 + 6OH-  2AsO3
3- + 3H2O
Oxid arseničný (As2O5)
- vzniká dehydratací kyseliny arseničné zahříváním jako bílá, sklovitá,
amorfní, hygroskopická látka.
Arseniáza
= důsledek vysokého obsahu
As půdě (např. Atacama,
S Chile)
38 – 220 ppm As ve vlasech
mumií Chinchorro (7000 – 600
let)
Simon Bolívar
Zemřel na chronickou otravu arsenem
doprovázenou rakovinou plic. Otrava
As souvisí patrně s vysokým obsahem
As v pitné vodě v Peru a s požíváním
léků na bázi arsenu.
Phar Lap (1926 – 1932) slavný dostihový kůň.
Nejprve se proslavil v Austrálii, poté i v Americe, kde
na něj byl před jedním důležitým závodem spáchán
atentát. Kulka ho však minula. Zemřel zanedlouho
po atentátu, hovořilo se o kolice. Analýza žíní
prokázala požití značného množství arseniku krátce
před smrtí.
Charles Francis Hall (1821 –
November 8, 1871) americký polárník.
Jeho tělo bylo exhumováno v Grónsku
v roce 1968. V jeho pozůstatcích byla
zjištěna vysoká koncentrace arsenu.
Byl patrně otráven vzbouřenými členy
posádky. Kontaminace pozůstatků
arsenem z půdy je nepravděpodobná.
Oxokyseliny
Volná kyselina arsenitá není známa,
jedná se o hydratovaný oxid arsenitý
soli arsenitany MIAsO2 nebo MI
3AsO3 - arsenitany
mírná redukční činidla (oxidují se na arseničnany):
AsO3
3- + I2 + H2O = AsO4
3- + 2 I- + 2 H+
Arsenitan tristříbrný Ag3AsO3 - žlutá nerozpustná látka, v analytické
chemii využívaná k důkazu arsenitanů
Arsenitan trisodný Na3AsO3 – fungicid, insekticid
Scheeleova zeleň CuHAsO3 ,
Svinibrodská zeleň
3 Cu(AsO2)2 .Cu(CH3COO)2
- v minulosti používány jako zelená barviva, též k barvení tapet.
Působením plísní se z tapet uvolňovaly toxické formy As.
Kyselina trihydrogenarseničná (H3AsO4)
- vznikne rozpouštěním As2O5 ve vodě nebo oxidací As2O3 kys. dusičnou:
3 As2O3+ 4 HNO3+ 7 H2O 6 H3AsO4 + 4 NO
- krystaluje jako hemihydrát (t.j. s 1/2 H2O)
- - slabá kyselina
Arseničnany
- izomorfní s fosforečnany, ve vodě jsou rozpustné soli alkalických kovů
Ca3(AsO4)2 . 3 H2O – dříve se používal v ochranných prostředcích pro rostliny.
Organicke sloučeniny arsenu
kyselina kakodylová
Lewisit
Arsenicin AArsenobetain
Roxarson
Salvarsan
Metabolity arsenu
Arsen nahrazuje fosfor v organických sloučeninách – kacinogen. Interakcí s
–SH skupinami enzymů narušuje metabolismus.
Oxosloučeniny antimonu
Oxid antimonitý Sb4O6
- ve vodě málo rozpustný, amfoterní charakter: rozpouští se v kyselinách
(za vzniku solí antimonitých) , v hydroxidech alkalických kovů vznikají
antimonitany (např. NaSbO2 )
Oxid antimoničný Sb2O5
- žlutý prášek, ve vodě jen velmi málo rozpustný na kysele reagující
roztok kys. antimoničné (hydrat. oxidu) Sb2O5 x H2O
- v alk. hydroxidech se rozpouští
na vzniku MI[Sb(OH)6]
Antimonité soli
Vinan antimonylo-draselný K2[Sb2(C4H2O6)2]·3H2O byl znám již ve
středověku jako dávivý kámen neboli tartarus emeticus. Tato sloučenina je
dobře rozpustná ve vodě a po požití vyvolává zvracení. Je stejně jako
všechny rozpustné soli antimonu jedovatý.
Síran antimonitý Sb2(SO4)3 je bezbarvá krystalická látka. Získává se
rozpouštěním antimonu, oxidu antimonitého nebo sulfidu antimonitého v horké
koncentrované kyselině sírové.
Dusičnan antimonitý Sb(NO3)3 je bílá krystalická látka. Vzniká reakcí oxidu
antimonitého s dýmavou kyselinou dusičnou.
Oxosloučeniny bismutu
Oxid bismutitý Bi2O3 citronově žlutý prášek, rozpustný v kyselinách na
bismutité soli.
Hydroxid bismutitý Bi(OH)3 bílá látka vznikající srážením roztoků
bismutitých solí hydroxidy alkalických kovů, např.:
Bi(NO3)3 + 3 KOH  Bi(OH)3 + 3 KNO3
Bismutičnany MIBiO3, MI
3BiO4
- oxidací Bi2O3 v silně zásad. prostředí (taveniny hydroxidů alk. kovů)
silnými ox. činidly
- intenzivně zabarvené látky (žluté, červené, hnědé)
- velmi silná ox. činidla
Bismutité soli
Dusičnan bismutitý Bi(NO3)3
je bezbarvá krystalická rozpustná látka. Při zahřívání přechází na
oxidusičnan bismutitý BiO(NO3), který se používá jako barvivo s názvem
španělská běloba.
Dusičnan bismutitý se připravuje rozpouštěním kovového bismutu v kyselině
dusičné.
Síran bismutitý Bi2(SO4)3 je bílá krystalická hygroskopická a rozpustná
látka. Získává se rozpouštěním kovu, oxidu nebo sulfidu v kyselině sírové.
Uhličitan bismutitý Bi2(CO3)3 je bílá práškovitá nerozpustná látka, která se
připravuje reakcí rozpustné bismuité soli s rozpustným uhličitanem.
Sirné sloučeniny dusíku
Tetrasulfur tetranitrid S4N4
= prekurzor pro přípravu dalších sloučenin s S-N vazbou
Příprava: 6 S2Cl2 + 16 NH3 → S4N4 + S8 + 12 NH4Cl
Lewisovská báze, s lewisovsými kyselinami tvoří adukty.
S4N4 + SbCl5 → S4N4·SbCl5
S4N4 + SO3 → S4N4·SO3
Disulfur dinitrid S2N2
Příprava: S4N4 → 2 S2N2 (katalýza Ag2S)
Polythiazyl (SN)x
= vodivý polymer nazlátlé barvy a kovového lesku.
Vzniká polymerací S2N2
Je používán v LED žárovkách, transistorech, akumulátorech a solárních
článcích.
Kyselina sulfamová (amidosírová, amidosulfonová, aminosulfonová)
= bezbarvá pevná látka, rozpustná ve vodě. Středně silná kyselina, ve
struktuře je síť silných H-vazeb, lépe ji vystihuje zápis +H3NSO3
Výroba:
reakcí močoviny se směsí oxidu sírového a kyseliny sírové (nebo
olea).
OC(NH2)2 + SO3 → OC(NH2)(NHSO3H)
OC(NH2)(NHSO3H) + H2SO4 → CO2 + 2 H3NSO3
Použití: prekurzor při výrobě umělých sladidel (Acesulfam K), antibiotik a
antivirotik, léků proti rakovině, herbicidů, barviv, čistících prostředků.
Sulfamid (diamid kyseliny sírové) vzniká reakcí SOCl2 a NH3
Kyselina nitrosylsírová (hydrogensíran nitrosylu) NOHSO4, NO+HSO4
Vzniká
rozpuštěním dusitanu sodného ve studené kyselině sírové
HNO2 + H2SO4 → NO+HSO4
- + H2O
nebo reakcí reaction kyseliny dusičné s SO2
SO2 + HNO3 NO+HSO4
Oxidační,
nitrosační a diazotační činidlo.
Vzniká též při výrobě HNO3 komorovým způsobem („komorové krystaly“)
2 NO2 + H2O + SO2 → NO+HSO4
- + HNO2
2 NO2 + H2O + SO3 → NO+HSO4
- + HNO3
S NO vzniká tzv. „fialová“ nebo „modrá“ kyselina
NO+HSO4
- + NO → N2O2
+HSO4
-
Sirné sloučeniny fosforu
Trisulfid tetrafosforu P4S3
vzniká zahřátím odpovídajícího množství síry a bílého
nebo červeného fosforu.
P4S3 spolu s KClO3 jsou v hlavičkách zápalek které se vzněcují na jakékoli
třecí ploše ("strike-anywhere matches„) – bouřlivá reakce P4S3 s KClO3
Nadbytek síry vede ke vzniku dekasulfidu tetrafosforu (P4S10)
„Safety matches“„Strike-anywhere matches“
Sirné sloučeniny arsenu
As4S4 - realgar,
As2S3 - auripigment,
FeAsS – arsenopyrit
ruda arsenu a zlata, As se vyrábí tepelným rozkladem
arsenopyritu:
FeAsS  FeS + As
V malířství jako žlutý pigment.
V malířství jako červený
pigment.
As2S5
– sulfid aseničný, struktura není známá.
Sulfid arsenitý a sulfid aseničný se rozpouštějí v roztocích sulfidů za tvorby
thioarsenitanů a thioarseničnanů.
As2S3 + 6 SH-  2 AsS3
3- + 3 H2S
As2S5 + 6 SH-  2 AsS4
3- + 3 H2S
Antimonit Sb2S3
Tetrathioantimoničnan sodný Na3SbS4
Sb2S3 + 6 S + NaOH  Na3SbS4 + Na2SO4 + 4 H2O
Bismutinit Bi2S3
Sirné sloučeniny antimonu a bismutu
Sloučeniny dusíku a fosforu
Pentanitrid trifosforu P3N5
= bezbarvá amorfní látka.
Příprava:
3 P4S10 + 20 NH3 → 4 P3N5 + 30 H2S
Při teplotě cca 800 °C se rozkládá na bezbarvý nitrid fosforitý PN , který
Při nižších teplotách polymeruje
P3N5 → 3 PN + N2
Fosfazeny
jsou tvořené řetězci nebo cykly z atomů fosforu a dusíku,
v nichž se pravidelně střídá jednoduchá a dvojná vazba.
Nejznámějším představitelem je cyklický trimer hexachloro–
cyklotrifosfazen, který se připravuje reakcí chloridu fosforečného a chloridu
amonného.
Fosfazeny a jejich deriváty nacházejí využití jako pesticidy, kancerostatika,
antioxidanty, zpomalovače hoření, apod.