Dusík a fosfor

Dusík [7]N a fosfor [15]P jsou prvky 15 skupiny periodické soustavy prvků. Jejich atomy mají
v základním stavu elektronovou konfiguraci valenční sféry ns^2 np^3 (n = 3, resp. 3). Oba prvky
jsou nekovy. U fosforu však již lze nalézt některé vlastnosti svědčící o tom, že v periodickém
systému stojí velmi blízko u rozhraní mezi nekovy a kovy. Chemie dusíku a fosforu jsou si poměrně
blízké. Zásadní rozdíl je však v tom, že fosfor může na rozdíl od dusíku zapojit do tvorby vazeb
též orbitaly 3d svých atomů. Především z této okolnosti vyplývají rozdíly ve stabilitě některých
oxidačních stavů a způsobu vazby u obou prvků

A.)Vazebné možnosti dusíku a fosforu:

Formálními přesuny elektronů lze nalézt a vyjádřit některé možné mezní elektronové konfigurace
valenční sféry atomů dusíku a fosforu ve sloučeném stavu. Dosažení maximální záporného oxidačního
stavu –III tedy vyžaduje přijetí tří elektronů; dosažení kladných oxidačních stavů III a V je
podmíněno odtržením tří, resp. pěti elektronů. Takové počty přesouvaných elektronů jsou příliš
velké, aby mohly být při vytváření vazeb atomů dusíku a fosforu s ostatními prvky skutečně
realizovány. Elektronegativita dusíku (3,0) a fosforu (2,1) brání spontánnímu přesunu elektronové
hustoty z těchto atomů při vytváření vazeb s jinými elektronegativnějšími prvky, ale není dost
velká, aby dusík nebo fosfor mohl při vazbě s elektropozitivními „přetáhnout“ vazebné elektrony do
oblasti své valenční sféry. Atomy dusíku a fosforu jsou proto ve většině svých sloučenin zapojeny
do systému kovalentních vazeb a jednoatomové ionty prakticky netvoří. Dosti běžně se u dusíku, ale
i fosforu vyskytují vazby homonukleární. Pestrost možných vazebných situací u obou prvků je velmi
značná. Dusík i fosfor se proto vyskytují prakticky ve všech oxidačních stavech od –III do V.
Záporné oxidační stavy se realizují při vazebném partnerství dusíku nebo fosforu
s elektropozitivními prvky. Jen při vazbě dusíku s nejelektropozitivnějšími kovy můžeme
předpokládat skutečnou existenci iontů N^3- v krystalové mřížce vzniklých sloučenin. I v těchto
situacích je však v látkách prokazatelně přítomna zřetelná kovalentní interakce. Ve všech ostatních
případech převládá kovalentní charakter vazby nad iontovým. Záporné oxidační stavy přisuzujeme
dusíku a fosforu též v jejich sloučeninách s vodíkem (NH[3], PH[3], N[2]H[4], P[2]H[4]) a ve
sloučeninách odvozených (amidech, imidech, nitridech, organických aminech atd.). Zejména ve skupině
odvozených sloučenin je záporný oxidační stav atomu N nebo P dosti často realizován současnou
tvorbou kovalentních a iontových vazeb. Vzniklé ionty jsou samozřejmě víceatomové. Vedle
maximálního záporného oxidačního stavu –III se u obou prvků vyskytují též oxidační stavy –I a –II.
Nalézáme je v takových sloučeninách dusíku a fosforu s elektropozitivními prvky, v nichž existují
též homonukleární vazby N-N nebo P-P, např. v hydrazinu a difosfanu. Dále se s nimi setkáváme ve
sloučeninách, u nichž došlo k substituci kovalentně poutané elektropozitivní skupiny skupinou
elektronegativnější (nahrazení atomu H v molekule NH[3] skupinou OH), např. u hydroxylaminu.
Koordinace na atomech N a P ve všech uvedených vazebných stavech charakterizovaných záporným
oxidačním číslem je – přihlížíme-li k prostorové lokalizaci nevazebných elektronových párů –
nejčastěji tetraedrická (hybridizace SP^3 na středovém atomu) nebo je tetraedrické koordinaci
blízká, např. v molekule fosfenu PH[3] (hybridizace P^3 na středovém atomu). U dusíku se výjimečně
(např. v některých nitridech) vyskytuje koordinace trigonální (hybridizace SP^2 a nevazebný
elektronový pár ve zbylém orbitalu p[z] na atomu N). U fosforu, také zcela výjimečně, se v jeho
záporných oxidačních stavech vyskytuje i koordinace trigonálně dipyramidální a oktaedrická. Jejich
existence je důsledkem zapojení prázdných orbitalů 3d atomu fosforu do tvorby vazeb. Proměnlivé
vazebné poměry ve sloučeninách obou prvků s elektronegativnějšími prvky lze charakterizovat těmito
pravidly:

1.)U dusíku i fosforu jsou realizovatelné všechny kladné oxidační stavy v rozmezí od I do V.

2.)Počet sdílených elektronových párů, tedy vaznost atomů N a P, ve sloučeninách s kladným
oxidačním stavem nabývá u dusíku hodnot 2 a 3, u fosforu hodnot od 3 do 6.

3.)Tvorba lokalizovaných násobných (dvojných a trojných) vazeb je charakteristická zejména pro
dusík.

Na tvorbě vazby π se podílejí orbitaly p dusíku. U fosforu se vyskytuje tvorba vazby π méně často a
obvykle bývá velmi nevýrazná. Účastní se jí orbitaly 3d atomu fosforu.

4.)Poměrně slabá delokalizovaná interakce π se vyskytuje jak u dusíku, tak i u fosforu. U atomu
dusíku je opět podmíněna účastí jeho orbitalu p[z], např. v dusičnanovém iontu. U atomu fosforu je
interakce π podmíněna přítomností jeho orbitalů 3d, např. v iontu fosforečnanovém PO[4]^3-

Souhrně lze říci, že atomy dusíku i fosforu v kladných oxidačních stavech tvoří kovalentní vazby σ
překryvem svých orbitalů s a p s AO vazebných partnerů (hybridizace na atomech N a P je SP^2 nebo
SP^3) a při tom mají vaznost menší než 4 nebo právě 4 (u fosforu). Mimoto se u fosforu mohou na
tvorbě vazeb σ podílet též jeho orbitaly 3d a atomy fosforu mohou dosahovat vaznosti 5 a 6
(hybridizace na atomech P je SP^3D nebo SP^3D^2). Je tomu tak např. u molekuly PCl[5 ]nebo u iontu
[PCl6]^-. Interakce π ve sloučeninách uvedených typů nastávají u dusíku výhradně překryvem jeho
orbitalů p, u fosforu výhradně překryvem jeho vakantních orbitalů 3d s orbitaly p koordinovaných
atomů.


Chemické vlastnosti dusíku a fosforu

Elementární dusík, tvořený molekulami N2, má značně velkou hodnotu energie vazby. Molekuly dusíku
proto jeví minimální tendenci k štěpení a plynný dusík je pozoruhodně chemicky inertní. Neslučuje
se za běžných podmínek ani s velmi reaktivními prvky. Výjimkou jsou reakce dusíku s lithiem,
hořčíkem a vápníkem, které probíhají při laboratorní nebo jen málo zvýšené teplotě:

6 Li + N[2] ===== 2 Li[3]N

Za extrémního zvýšení tlaku a zejména teploty anebo při spoluúčasti katalyzátoru může dusík
reagovat s takovými prvky, jako je vodík, kyslík apod. Zejména reakce dusíku a vodíku, vedoucí ke
vzniku amoniaku, je v průmyslové praxi podstatou technologie velmi náročné jak z technického, tak i
z bezpečnostního hlediska. V této souvislosti je zajímavé, že některé mikroorganismy, např.
baktérie rodu Azotobacter žijící na kořenech motýlokvětých rostlin, jsou schopné zachycovat
elementární dusík ze vzduchu a převádět jej na amoniak, resp. na sloučeniny od amoniaku odvozené, a
to při normální teplotě i tlaku. Podstata a mechanismus této biologické fixace dusíku se velmi
intenzivně zkoumají. Jiné chemické vlastnosti získá plynný dusík, jestliže se elektrickým výbojem
atomizuje (nebo převede-li se jeho molekula do excitovaného stavu). Atomární dusík spontánně
reaguje s mnohými prvky a sloučeninami. Chemické chování elementárního fosforu je protikladem
inertnosti molekulárního dusíku. Fosfor je – zejména ve své nejreaktivnější bílé modifikaci
vystavěné z tetraedrických molekul P[4] – neobyčejně reaktivní. Reaguje s kyslíkem (na vzduchu je
samozápalný), s halogeny, se sírou, s kovy a s mnohými sloučeninami, jak bude uvedeno dále.
Inaktivní je fosfor k vodíku, vodě a četným organickým rozpouštědlům. Příčinou velké reaktivity
bílého fosforu je poměrně značné pnutí vazeb v molekule P[4] a z toho plynoucí ochota bílého
fosforu k reorganizaci vazeb a k vytvoření stálejšího vazebného uspořádání. Ostatní modifikace
fosforu jsou méně reaktivní, neboť mají polymerní charakter a hodnota jejich vazebné energie je
poněkud větší. Dusík i fosfor vytvářejí rozsáhlý soubor sloučenin. Přitom chemie obou prvků je
velmi rozmanitá a variabilita vlastností a struktur jejich sloučenin je značná. Nepřihlížíme-li ke
stabilitě elementárního dusíku, způsobené především velkou hodnotou aktivační energie potřebné
k štěpení jeho molekul, můžeme oba prvky označit za reaktivní nekovy. Mají velký technický význam a
jsou biogenními prvky, jejichž funkce v živých organismech je nezastupitelná.


Binární sloučeniny dusíku

Mezi nejvýznamnější binární sloučeniny dusíku patří amoniak, hydrazin a azoimid, tedy sloučeniny
dusíku s vodíkem, jejich soli, tj. nitridy, amidy, imidy a azidy, jejich halogenderiváty
(halogenidy dusíku), dále oxidy dusíku a sloučeniny dusíku s chalkogeny. Amidy a imidy jsou, přesně
vzato, ternární sloučeniny. Z klasifikačních důvodů je však řadíme sem. Nejběžnější sloučeninou
dusíku s vodíkem je amoniak (azan). Jeho molekuly mají tvar trigonální pyramidy. Vazbu si lze
zjednodušeně objasnit představou hybridizace SP^3 na středovém atomu (jeden ze čtyř vzniklých HAO
je obsazen nevazebným elektronovým párem). Amoniak je plynná nízkomolekulární látka. V kapalném
amoniaku existují vazby vodíkovým můstkem. Vyrábí se katalyzovanou syntézou z prvků:

N[2] + 3 H[2] ===== 2 NH[3]

V přírodě vzniká při rozkladu dusíkatých organických látek. Stejného původu je i amoniak, který se
uvolňuje při suché destilaci uhlí (výroba svítiplynu a koksu). Amoniak je výrazně bazický. Volný
elektronový pár je schopen zachytit proton (vzniká amonný ion), popř. jinou elektrofilní částici.
Amoniak se rozpouští velmi dobře ve vodě. Jeho molekuly poskytují s vodou monohydrát NH[3].H[2]O
s vodíkovou vazbou mezi dusíkem a kyslíkem. Vodný roztok amoniaku, nazývaný roztok „hydroxidu
amonného“, nabývá vlivem rostoucí koncentrace iontů OH^- bazické reakce. Je třeba zdůraznit, že ve
vodném roztoku nejsou přítomny žádné skutečné molekuly „hydroxidu amonného“ NH[4]OH. Látka
s takovýmto funkčním vzorcem neexistuje. Jedinými reálnými neutrálními částicemi obsaženými ve
vodném roztoku NH3 jsou vedle samostatných molekul NH[3] a H[2]O pouze jejich dukty, tj. hydráty
amoniaku. Průběh ionizačních dějů v roztoku amoniaku může být podpořen přídavkem kyseliny do
roztoku. Dochází k neutralizační reakci a v roztoku se tvoří amonná sůl:

NH[3].H[2]O + HCl ===== NH[4]Cl + H[2]O

Amonné (azaniové) soli jsou vesměs iontové sloučeniny, obsahující tetraedrický amoniový (azaniový)
kation. Některé z nich jsou technicky velmi významné. Tendence k oxidačně-redukční změně je u
amoniaku i u jeho protonizované formy, tj. amonného iontu, velmi malá. Katalyzované spalování
kyslíkem ze vzduchu vede ke vzniku oxidů dusíku, např.

4 NH[3] + 5 O[2] ===== 4 NO + 6 H[2]O

Další sloučeninou dusíku s vodíkem je hydrazin N[2]H[4] (diazan). Uspořádání jeho molekuly může být
vyjádřeno elektronovým strukturním vzorcem a vzorcem geometrickým s charakteristickou jednoduchou
kovalentní vazbou N-N. Hydrazin je nízkomolekulární bezbarvá kapalina. Připravuje se reakcí
chlornanu alkalického kovu s amoniakem ve vodném roztoku. Předpokládá se, že meziproduktem reakce
je chloramin NH[2]Cl. Reakce se uskutečňuje za přítomnosti želatiny nebo klihu, jež vážou přítomné
stopy těžkých kovů. Jinak by reakce pod katalytickým vlivem těchto iontů směřovala k tvorbě
elementárního dusíku:

2 NH[2]Cl + ClO^- + 2OH^- ===== N[2] + 3 Cl^- + 3 H[2]O

Obdobně lze hydrazin připravit reakcí chloraminu s močovinou nebo reakcí chloru s amoniakem za
přítomnosti ketonů. Z acidobazického hlediska je hydrazin zásadou, je poněkud méně bazický než
amoniak. S vodou vytváří stejně jako amoniak hydráty, z nichž nejstálejší je monohydrát
N[2]H[4].H[2]O. Molekuly hydrazinu jsou schopné až dvojnásobné kotonizace. Tvoří se tak postupně
ionty hydrazinia(1 +) a hydrazinia(2 +). Existují (zcela analogicky jako amonné soli) i soli
hydrazinia (diazania), např. N[2]H[5]Cl, a jsou poměrně stálé. Hydrazin je výrazně silnějším
redukčním prostředkem než amoniak (zejména v zásaditém prostředí). Při svém redukčním působení –
kterého se v technické praxi často využívá (pokovovací lázně, organická syntéza) – se hydrazin
oxiduje na elementární dusík. Třetí sloučeninou dusíku a vodíku je azoimid (trinitrid vodíku). Je
to opět nízkomolekulární kapalná látka. Azoimid je nestálý, při styku s horkými předměty snadno
exploduje, má jak oxidační, tak i redukční účinky a je velmi slabou kyselinou. Hydroxylamin je
derivátem amoniaku. Odvozujeme jej prostou náhradou atomu H v molekule NH[3] skupinou OH. Připraví
se katodickou redukcí kyseliny dusičné nebo dusitanů, popř. jejich redukcí účinkem
hydrogensiřičitanu nebo dalších redukovadel. Je to velmi nestálá, snadno tající bílá krystalická
látka. Má výrazné redukční, ale i mírné oxidační účinky. Je slabě zásaditý, a proto tvoří
s kyselinami hydroxylamonné soli, např. chlorid hydroxylamonný. Nachází uplatnění v organické
syntéze, důležité jsou některé jeho organické deriváty. Formální náhradou jednoho atomu vodíku
v molekule NH[3] elektropozitivním (obvykle alkalickým) kovem dospíváme ke vzorci M^INH[2]. Látky
tohoto typu se nazývají amidy (azanidy). Amidy alkalických kovů lze připravit reakcí plynného NH[3]
s roztaveným alkalickým kovem nebo rozpouštěním alkalického kovu za laboratorní teploty v kapalném
amoniaku:

2 Na + 2 NH[3] ===== 2 NaNH[2] + H[2]

Amidy alkalických kovů mají iontový charakter vazby. Amidy ostatních kovů se připravují konverzí
amidů alkalických kovů se solemi kovů v kapalném amoniaku. Amidy elektropozitivních kovů jsou silně
bazické látky. Působí silně redukčně. Používají se v organické syntéze a při přípravě azidů.
Zahříváním amidů se dosti často tvoří imidy. Jsou většinou zbarveny žlutě. Mají iontovou mřížku
s charakteristickým aniontem NH^2-. Binární sloučeniny kovů s dusíkem v oxidačním stavu –III se
nazývají nitridy. Formálně je můžeme považovat za soli vzniklé úplnou náhradou všech atomů vodíku
v molekule NH[3] příslušným kovem. Pouze nitridy nejelektropozitivnějších kovů mají výraznější
iontový charakter, ostatní nitridy je třeba považovat za kovalentní sloučeniny s polymerní
strukturou (např. nitrid boritý BN). Některé nitridy mají intersticiální charakter, to znamená, že
kationty kovů jsou uspořádány do původní kovové mřížky a atomy N^-III jsou vmezeřeny v tzv.
intersticiálních polohách. Tyto posledně uvedené nitridy mají často nestechiometrické složení.
Mnohé z nitridů (zejména ty, které se vyznačují tvrdostí, elektrickou vodivostí, popř. chemickou
inertností) mají významné použití v laboratorní i průmyslové chemické a technické praxi. Nitridy
iontovějšího charakteru se vodou hydrolyzují. Intersticiální nitridy a polymerní kovalentní nitridy
hydrolýze ani při zvýšené teplotě nepodléhají. Nitridy lze připravit reakcí dusíku s kovy při
běžných teplotách nebo při teplotě výrazněji zvýšené. Vznikají též rozkladem amidů nebo imidů,
popř. zahříváním kovů, jejich oxidů nebo halogenidů v proudu amoniaku. Vedle amidů, imidů a nitridů
elektropozitivních prvků existují i další kovalentní sloučeniny, v nichž plní úlohu
elektropozitivní části molekuly celá skupina atomů. Jsou známy např. amidy, imidy a nitridy
některých anorganických kyselin. Jejich vzorce odvodíme nahrazením skupiny OH skupinou NH[2], dvou
skupin OH nebo jednoho koncového atomu O skupinou NH, popř. tří skupin OH či jedné skupiny OH a
jednoho atomu O atomem N. Substitucí atomů vodíku v molekule hydrazinu alkalickým kovem dospíváme
ke vzorci hydrazidů (diazanidů). Důležitější a běžnější než hydrazidy jsou v chemické praxi soli
azoimidu, tzv. azidy (trinitridy), formálně nebo skutečně obsahující ion N[3]^-. Azidy alkalických
kovů lze připravit zaváděním N[2]O do roztaveného amidu. Ostatní kovalentní azidy se připravují
konverzí azidu sodného se solí kovu ve vodném roztoku. Jak jsme již uvedli, iontové azidy jsou
poměrně stálé, kdežto kovalentní azidy těžkých kovů a amonia jsou explozivní. Azid olovnatý
Pb(N[3])[2]se používá jako třaskavina k náplni rozbušek. Azidy kovů se rozpustností ve vodě i
krystalickou strukturou podobají i obdobným chloridům. Soubor těchto sloučenin je dosti pestrý. Lze
je (alespoň formálně) považovat za deriváty sloučenin dusíku s vodíkem. Dusík vytváří s kyslíkem
pět poměrně stálých oxidů. Nabývá v nich kladných oxidačních stavů I až V. Oxid dusný N[2]O je
plynná látka. Jeho molekuly mají lineární tvar. Lze je připravit zahříváním krystalického
NH[4]NO[3]:

NH[4]NO[3](s) ===== N[2]O(g) + 2 H[2]O(g)

Není jedovatý, ale vdechován způsobuje zpočátku euforii a ve větší dávce působí jako narkotikum.
Pro tyto vlastnosti se používá v lékařství. Acidobazicky je značně indiferentní, rozpouští se ve
vodě, ale nepodléhá přitom žádné chemické reakci ani ionizaci. Látky s výraznou afinitou ke kyslíku
jsou schopné oxidu dusnému kyslík odebírat a spalovat se v něm. Oxid dusnatý NO je bezbarvý plyn.
Spinová interakce nepárových elektronů na jednotlivých molekulách NO způsobuje, že molekuly při
nižších teplotách (po zkapalnění) částečně dimerují. Oxid dusnatý lze připravit redukcí středně
koncentrované (asi 20%ní) kyseliny dusičné ušlechtilými kovy, např. mědí nebo rtutí:

8 HNO[3] + 3 Cu ===== 3 Cu(NO[3])[2] + 4 H[2]O + 2 NO

Průmyslově se NO (potřebný pro výrobu HNO[3]) připravuje spalováním NH[3] za katalytického působení
platiny nebo její slitiny s rhodiem. Acidobazické chování oxidu dusnatého k protickým rozpouštědlům
je velmi nevýrazné (malá rozpustnost ve vodě, bez chemické reakce). Molekula NO poměrně snadno
ztrácí nepárový elektron a mění se tak na nitrosylový kation NO^+. Ten je izoelektronový
s částicemi CO a CN^- a stejně jako ony může vystupovat v úloze ligandu. Vznikající vazba mezi
středovým atomem a skupinou NO jako ligandem má charakter σ i π a bývá výsledkem současné donace a
akceptace elektronového oblaku. Podle Lewisovy teorie kyselin a zásad je tedy částice NO současně
kyselinou i zásadou. Samotný nitrosylový kation existuje i v některých svých solích, jež tvoří
s anionty silných kyselin, např. NOHSO[4], NOClO[4], NO[BF[4]]. Tyto soli se však snadno rozkládají
vodou. Oxid dusnatý je schopen oxidace i redukce. Samovolně a spontánně podléhá oxidaci vzdušným
kyslíkem na oxid dusičitý:

2 NO + O[2] ===== 2 NO[2]

Redukcí silnými redukčními činidly jej lze převést na N[2]O (působením SO[2]), na hydroxylamin
NH[2]OH (působením solí chromnatých v kyselém prostředí) nebo na amoniak (chromnaté soli
v neutrálním roztoku). Oxid dusičitý NO[2] má lomenou molekulu s jedním nepárovým elektronem.
Vazebné poměry lze popsat hybridizací SP^2 na tomu N a zapojením orbitalu p[z ]atomu N do tvorby
vazby π delokalizované po celé molekule. Nepárový elektron je umístěn na nevazebném orbitalu sp^2
dusíku. Za běžných podmínek je však NO[2] do jisté míry diferován:

2 NO[2] = N[2]O[4]

V tuhé fázi (za teploty pod – 10 ̊C) je dimerace úplná. Monomer je zbarven hnědočerveně a je
paramagnetický, dimer je bezbarvý a diamagnetický. Dimerace nastává spřažením nepárových elektronů
v hybridním orbitalu sp^2 a vytvořením vazby N-N. Oxid dusičitý se tvoří z oxidu dusnatého účinkem
vzdušného kyslíku. Vzniká též redukcí koncentrované kyseliny dusičné podle rovnice:

Pb + 4 HNO[3] ===== Pb(NO[3])[2] + 2 NO[2] + 2H[2]O

Oxid dusičitý je silně toxický, již velmi malé koncentrace ve vzduchu jsou nebezpečné. Oxid dusičný
N[2]O[5] patří mezi stálé oxidy dusíku. Za laboratorní teploty je to bezbarvá tuhá látka, teplem se
rozkládá (i explozivně). Vazebná situace uvnitř plynných molekul N[2]O[5] nebyla dosud průkazně
objasněna. N[2]O[5] lze připravit reakcí koncentrované HNO3 se silnými dehydratačními činidly,
jmenovitě oxidem fosforečným:

2 HNO[3] + P[2]O[5] ===== N2O5 + 2 HPO[3]

N2O5 je silně kyselý, s vodou poskytuje kyselinu dusičnou:

H[2]O + N[2]O[5] ===== 2 HNO[3]


Binární sloučeniny fosforu

Do skupiny binárních sloučenin fosforu řadíme především fosfen PH[3] a difosfan P[2]H[4], tedy jeho
dvě sloučeniny s vodíkem, fosfidy elektropozitivních prvků a dále oxidy fosforu a jeho halogenidy,
např. chalkogenidy. Nejjednodušší sloučeninou fosforu s vodíkem je fosfen. Je to nízkomolekulární
plynná látka tvořená molekulami PH[3]. Vazba v molekule i struktura molekuly jsou obdobné amoniaku,
ale orbital s atomu P má na vazbě menší podíl a vazba P-H je méně pevná než vazba N-H; PH[3] je
proto labilnější sloučenina. Fosfan je typický svými výraznými redukčními účinky. Ve vodném roztoku
solí těžkých kovů sráží málo rozpustné fosfidy, ale současně dochází i k vyredukování elementárních
kovů. Slabá bazicita fosfanu se projevuje tvorbou fosforových solí (analogie solí amonných). Fosfan
je látka velmi reaktivní. Je toxický. Při vzniku fosfenu (zejména hydrolýzou fosfidů) se v malém
množství tvoří i další sloučenina fosforu s vodíkem – difosfan P[2]H[4]. Je to opět
nízkomolekulární kapalná a samozápalná látka stejné struktury, jakou má hydrazin. Velmi věrohodně
byla prokázána i existence dalších sloučenin fosforu s vodíkem, P[2]H[2], P[3]H[5], P[2]H a snad i
PH. Fosfidy se mohou připravovat reakcí kovů s elementárním fosforem za sníženého tlaku nebo
v inertní atmosféře, redukcí fosforečnanů např. uhlíkem:

Ca[3](PO[4])[2] + 8C ===== Ca[3]P[2] + 8 CO

Podle vlastností je lze rozdělit na fosfidy, které se:

a.)vodou hydrolyzují za uvolnění fosfenu (fosfidy alkalických kovů, kovů alkalických zemin,
Zn[3]P[2] a AlP)

b.)vodou nehydrolyzují (fosfidy valné části přechodných kovů)

Do prvé skupiny se řadí fosfidy, jejichž struktura má polymerní kovalentní charakter s dosti
výrazným podílem iontovosti ve vazbách. Do druhé skupiny patří fosfidy s převážně kovovým
charakterem vazeb. Vesměs jsou fosfidy velmi málo těkavé, které dokonce i velmi málo chemicky
reaktivní. Formálně jsou fosfidy solemi fosfenu; až na výjimky (např. NaH[2]P) neexistují ve formě
hydrogensolí. V důsledku malého rozdílu hodnot elektronegativity fosforu a kyslíku se včechny oxidy
fosforu vyskytují ve formě převážně kovalentních molekul. Oxid fosforitý P[4]O[6] je tvořen
dimerními molekulami tetraedrického tvaru (atomy fosforu leží ve vrcholcích tetraedru). Je to bílá,
snadno tající tuhá látka podobná vosku. Připraví se nejlépe tak, že se spaluje fosfor za
regulovaného přísunu kyslíku (při jeho nadbytku by vznikal oxid fosforečný):

P[4] + 3 O[2] ===== P[4]O[6]

P[4]O[6] je kyselý, s vodou poskytuje roztok kyseliny fosforité, popř. ve vodě za horka
disproporcinuje na fosfen a kyselinu fosforečnou. Velmi snadno se oxiduje na sloučeniny P^V. Oxid
fosforečný P[4]O[10] je rovněž dimerní a je tvořen tetraedrickými molekulami se stejnou strukturou,
jakou má P[4]O[6] (v každé molekule jsou ovšem navíc přítomny 4 atomy kyslíku poutané na atomy
fosforu). Interakce π mezi atomy P a koncovými atomy O je značná, lze hovořit o vzniku dvojné vazby
P=O. Oxid fosforečný je bílá tuhá látka méně těkavá než P[4]O[6]. Krystaluje v několika
modifikacích. Připraví se spalováním fosforu v nadbytku kyslíku. P[4]O[10] je velmi kyselý, s vodou
poskytuje kyselinu fosforečnou H[3]PO[4]. Jeho afinita k vodě je mimořádně velká, proto se využívá
jako velmi účinné sušicí a dehydratační činidlo. Oxidačně-redukční vlastnosti má nevýrazné, může
být redukován jen silnými redukčními činidly. Existuje i méně významný oxid fosforičitý P[2]O[4].
Vzniká termickým rozkladem oxidu fosforitého. Má oligomerní charakter, v jeho struktuře jsou
obsaženy strukturní motivy oxidu fosforitého a oxidu fosforečného. Běžné typy halogenidů fosforu
jsou PY[3] a PY[5]. Mají kovalentní strukturu s hybridizací SP^3 (typ PY[3]) a SP^3D (typ PY[5]) na
středovém atomu fosforu. U prvého typu mají molekuly pyramidální tvar (včetně nevazebného
elektronového páru tetraedrický) a u typu druhého tvar trigonálně dipyramidální. S výjimkou
fluoridů lze halogenidy fosforu připravovat přímou syntézou z prvků:

2 P + 3 Br[2] ===== 2 PBr[3]

PBr[3] + Br[2] ===== PBr[5]

Fluoridy se nejčastěji připravují výměnou halogenů:

2 PCl[3] + 3 ZnF[2] ===== 2 PF[3] + 3 ZnCl[2]

2 PCl[5] + 5 CaF[2] ===== 2 PF[5] + 5 CaCl[2]

Halogenidy fosforité poskytují s vodou kyselinu fosforitou a halogenovodík. Halogenidy fosforečné
hydrolyzují obdobně na kyselinu fosforečnou a halogenovodík. Mezistupni při hydrolýze halogenidů
fosforitých i fosforečných jsou halogenid-oxidy typu POY (např. POCl) a POY[3] (např. POCl[3]).
Technický význam halogenidů fosforu obojího typu je značný. V organické syntéze se uplatňují jako
halogenační činidla a významné jsou i některé jejich organické deriváty. Halogenidy typu P[2]Y[4]
mají strukturu odpovídající struktuře disfosfanu (jsou jeho halogenderiváty). Technický význam
nemají.


Ternární kyslíkaté sloučeniny dusíku

Z této skupiny sloučenin jsou nejvýznamnějšími látkami kyselina dusitá, kyselina dusičná, jejich
soli a smíšené halogen-oxidy dusíku. Reakcí kyseliny dusité HNO[2] s hydroxylaminem NH[2]OH lze
připravit kyselinu didusnou H[2]N[2]O[2]. Existuje v tuhém stavu (je však výbušná). Neutralizací
kyseliny didusné nebo redukcí vodných roztoků dusitanů sodíkovým amalgámem lze připravit alkalické
soli kyseliny didusné – didusnany. Daleko významnější kyslíkatou kyselinou dusíku je kyselina
dusitá HNO[2]. Je to látka velmi nestálá, nelze ji připravit jako chemické individuum, rozkládá se
i ve svém vodném roztoku. Její soli jsou však mnohem stálejší. Zředěné roztoky HNO[2] lze připravit
rozpouštěním N[2]O[3] (resp. směsi NO a NO[2]) ve vodě, popř. též vytěsněním kyseliny dusité
z jejích solí silnější kyselinou:

AgNO[2] + HCl ===== HNO[2] + AgCl

Kyselina dusitá je slabou kyselou. Poměrně snadno podléhá oxidaci i redukci. Obdobné vlastnosti
mají i její soli – dusitany. Dusitanový anion má lomenou strukturu, je izoelektronový s molekulou
ozonu. Dusitany alkalických kovů lze připravit buď rozpouštěním N[2]O[3] (resp. směsi NO a NO[2])
ve vodném roztoku hydroxidů alkalických kovů:

2 NaOH + N[2]O[3] ===== 2 NaNO[2] + H[2]O

Dusitany jsou látky technicky velmi významné. Nejběžnější kyslíkatou kyselinou dusíku je kyselina
dusičná HNO3. Vzniká rozpouštěním oxidu dusičitého ve vodě:

N[2]O[4] + H[2]O ===== HNO[2] + HNO[3]

Současně vznikající HNO[2] lze z roztoku odstraňovat zahříváním, popř. lze absorpci N[2]O[4 ]ve
vodě uskutečnit v podmínkách, kdy přímo dochází k reakci. Kyselinu dusičnou lze též získat
vytěsněním z jejích solí – dusičnanů. Kyselina dusičná je silná kyselina. Koncentrovaná HNO[3] má
výrazné oxidační účinky. V koncentrované kyselině dusičné se rozpouští většina kovů (nerozpouští se
pouze Au, Pt, Rh, Ir, Nb, Ta; některé další kovy – Al, Fe, Cr – se pasivují). Ve zředěných
roztocích kyseliny při redukci neušlechtilým kovem se dusík v molekule HNO[3] (v oxidačním stavu V)
může redukovat až na dusík v záporném oxidačním stavu. Soli kyseliny dusičné – dusičnany – lze
získat reakcí kyseliny s kovy, oxidy kovů a uhličitany či hydroxidy kovů, např.:

Cu + 4 HNO[3] ===== Cu(NO[3])[2] + 2 NO[2] + 2 H[2]O

Dusičnanový anion má planárně trigonální strukturu (hybridizace SP^2 na atomu N) s delokalizovanou
vazbou π, na níž se podílejí orbitaly p[z] atomu N a všech tří atomů O. Kyselina dusičná i
dusičnany patří mezi technicky nejdůležitější anorganické sloučeniny. Zvláštní význam má kyselina
dusičná i v organických technologiích. Zejména se využívá její směs s H[2]SO[4] jako tzv. „nitrační
směs“. Od obou kyslíkatých kyselin dusíku se odvozují též peroxokyseliny – kyselina peroxodusitá
HNOO[2]) a kyselina peroxodusičná HNO[4]. Existují též amidy kyselin dusíku, např. amid kyseliny
dusičné (nitramid) NH[2]NO[2]. Všechny tyto látky jsou však málo stálé a nemají větší technický
význam. Halogenid-oxidy dusíku lze považovat za halogenidy kyslíkatých kyselin dusíku. V jejich
nomenklatuře se k této skutečnosti obvykle nepřihlíží a označují se jako halogenidy nitrosylu (NOY)
a halogenidy nitrylu (NO[2]Y). Chlorid nitrosylu se tvoří ve směsi koncentrovaných kyselin HCl a
HNO[3] (objemový poměr 3 : 1 – lučavka královská) a spolu se vznikajícím chlorem je příčinou
extrémních oxidačních vlastností této směsi.


Ternární kyslíkaté sloučeniny fosforu

Do této skupiny se řadí především všechny všechny kyslíkaté kyseliny fosforu, jejich soli a
dusíkaté deriváty i halogenderiváty všech těchto sloučenin. Z elektronových strukturních vzorců
kyselin je zřejmé, že σ-vaznost atomů fosforu ve všech těchto sloučeninách je rovna čtyřem.
Koordinace atomů fosforu je proto vždy tetraedrická (tetraedr je vlivem neekvivalentnosti
koordinujících atomů obvykle deformován). Vazby P-H nebo vazby fosforu s nekoncovým atomem kyslíku
jsou v podstatě jednoduché (bez interakce π), vazby fosforu s koncovým atomem kyslíku mají
zřetelnou interakci π. Kyselina fosforná je jednosytnou kyselinou, a tvoří proto jednu řadu solí.
Patří mezi středně silné kyseliny. Její sodná sůl – fosfornan sodný – vzniká disproporcionací
bílého fosforu v roztoku NaOH. Volnou kyselinu fosfornou lze z fosfornanů získat vytěsněním
kyselinou sírovou a připravit ji i v krystalické formě. Kyselina i její soli jsou mimořádně účinná
redukovadla. Snadno redukují ve vodných roztocích soli některých kovů na elementární kov. Kyselina
fosforitá je dvojsytná kyselina. Tvoří dvě řady solí a patří mezi středně silné kyseliny. Kyselina
fosforitá se připraví reakcí oxidu fosforitého s vodou, popř. hydrolýzou halogenidů fosforitých,
např. chloridu fosforitého. Lze ji též připravit vytěsněním z jejích solí – fosforitanů. Je stálá i
ve formě chemického individua jako bílá hygroskopická látka. Kyselina i její soli mají silné
redukční účinky. Fosforitany mnohých přechodných kovů jsou ve vodě nerozpustné. Reakcí kyseliny
fosforité s halogenidy fosforitými lze připravit kyselinu difosforitou. K tvorbě solí kyseliny
difosforité vede dehydratace NaH[2]PO[3]. Reakcí P[4]O[10] se stechiometrickým množstvím vody (ale
též dehydratací kyseliny trihydrogen fosforečné) vzniká oligomerní hydrogenfosforečná (HPO[3])[n].
Tato látka je pravděpodobně z převážné části tvořena dimerními a tetramerními molekulami
(HPO[3])[3]a (HPO[3])[4] s cyklickou strukturou nebo strukturou lineární. Technicky významné jsou
sodné soli této kyseliny. Běžně existují v ještě vyšším polymeračním stupni (n = 20 až 500). Tyto
látky mají charakter skel, jsou však rozpustné ve vodě a vysokomolekulární polymerní anionty jsou
schopné poutat chelátovou vazbou kationty některých kovů. Vznikající sloučeniny mají koloidní
povahu. Proto se polymerní fosforečnany (tzv. metafosforečnany) používají při úpravě vody (k jejímu
změkčování), k rozpouštění kotelního kamene, korozních úsad apod. Hydratace oligomerní kyseliny
hydrogenfosforečné vede k tvorbě monomerní kyseliny trihydrogenfosforečné. Tuto kyselinu lze též
připravit oxidací červeného fosforu kyselinou dusičnou:

P + 5 HNO[3] ===== H[3]PO[4] +  5 NO[2] + H[2]O

H[3]PO[4] je středně silná kyselina, velice stálá. Snadno tvoří soli a estery, ale jinak je
nereaktivní a nemá oxidační účinky. Koordinace atomů P čtyřmi atomy O je přibližně tetraedrická. Je
to trojsytná kyselina, vytvářející tři řady solí. Soli vzniklé úplnou neutralizací kyseliny –
fosforečnany jsou většinou málo rozpustné. Hydrogenfosforečnany a dihydrogenfosforečnany jsou
naopak rozpustnější. Fosforečnany jsou velmi důležitá průmyslová hnojiva, zejména rozpustné
fosforečnany. Příprava některých fosforečných hnojiv spočívá v převedení nerozpustných fosforečnanů
(jaké se těží z přírodních zdrojů) na fosforečnany rozpustnější. Volná kyselina
trihydrogenfosforečná se uplatňuje též v některých anorganických technologiích, je součástí
odrezovacích směsí, leptadel apod. Stejně, jako je tomu u kyselin síry, dusíku a některých dalších
prvků, existují i u kyselin fosforu – především u kyseliny trihydrogenfosforečné – deriváty, které
formálně vznikají tak, že její skupiny OH^- nebo O^2- se nahrazují skupinami
NH[2]^-,NH^2-,N^3-,S^2-,O[2]^2- a Y^- (Y = F, Cl, Br, I), popř. i některými dalšími. Vznikají tak
amidy, imidy či nitridy fosforečných kyselin, jejich thioderiváty, peroxokyseliny nebo
halogenokyseliny. Některé z těchto látek nalezly významné použití v chemické praxi.
K nejdůležitějším patří:

a.)estery kyselin fluorofosforečných, jež jsou látkami biologicky velmi aktivními

b.)fluorofosforečnany některých kovů, jež jsou ve velmi čisté formě po aktivaci stopami některých
kovů významnými luminiscenčními materiály, vznikají např. reakcí chloridu fosforečného s fluoridy
kovů.

c.)halogenid-oxidy fosforečné POY[3] (Y = F, Cl, Br), uplatňující se v organické syntéze jako
halogenační nebo kondenzační činidlo

d.)heteropolyfosforečné kyseliny a jejich soli, jež mají uplatnění především v analytické chemii.


Výroba a použití technicky významných sloučenin dusíku

Elementární dusík se uplatňuje jako ochranný plyn při některých výrobách. Zkapalněný slouží též
k chlazení na velmi nízké teploty. Elementární dusík je surovinovou základnou pro výrobu většiny
jeho sloučenin. Další přírodní zdroj používaný k přípravě rozličných sloučenin dusíku, chilský
ledek NaNO[3], je dnes již málo významný. Podružným zdrojem amoniaku jsou čpavkové vody získávané
při suché destilaci uhlí v koksárnách a plynárnách. K technicky významným sloučeninám dusíku patří
kyselina dusičná, amoniak, dusičnany, dusitany, některé oxidy dusíku a mnoho dalších látek.
Významné jsou též NH[4]NO[3], (NH[4])[2]SO[4] a NaNO[3] jako složky průmyslově vyráběných hnojiv.
Převážná část amoniaku se vyrábí katalyzovanou tlakovou syntézou z prvků:

N[2](g) + 3 H[2](g) ===== 2 NH[3](g)

Reakce je exotermická a probíhá s objemovou kontrakcí. Její rovnováha se výrazně posouvá doprava
zvýšením tlaku a snížením teploty. Při výrobě se proto pracuje v podstatě za těchto podmínek, aby
však proces probíhal dostatečnou rychlostí, je nutné udržovat teplotu kolem 450 ̊C. Katalyzátorem
je elementární železo (modifikace γ) aktivované přítomností Fe[3]O[4], Al[2]O[3], K[2]O a CaO.
Dusík pro syntézu se získává frakční destilací zkapalněného vzduchu, vodík nejčastěji z vodního
plynu. Méně významným způsobem výroby amoniaku je jeho uvolňování z čpavkových vod (koksárenských a
plynárenských) účinkem Ca(OH)[2] nebo jiné silné zásady. Amoniak se buď zkapalňuje a přechovává se
v ocelových tlakových nádobách, nebo se rozpouští ve vodě za vzniku roztoku „hydroxidu amonného“.
Z amoniaku se vyrábí HNO[3]. Další použití má při výrobě amonných solí (hnojiva) a je též výchozí
látkou pro výrobu různých jiných sloučenin dusíku. Mimoto slouží jako chladicí kapalina. Velké
množství amoniaku spotřebuje organická syntéza (neutralizace, výroba močoviny, aminoplastů aj.) i
metalurgie (nitridace kovů). Kapalný amoniak se užívá i jako hnojivo. Dnes je již prakticky jediným
zdrojem kyseliny dusičné výrobní proces, při němž se plynný amoniak katalyticky spaluje ve směsi se
vzduchem na oxid dusnatý:

NH[3](g) + 5 O[2](g) ===== 6 H[2]O(g) + 4 NO(g)

Katalyzátorem jsou slitiny Pt-Rh a Pt-Pd. Pracuje se při teplotě asi 900 ̊C a vzniklá plynná
reakční směs se musí rychle chladit, aby nedocházelo k rozpadu NO na dusík a kyslík. Vzniklý NO se
pak samovolně oxiduje dalším vzduchem na N[2]O[4], který reaguje s vodou. Vzniklá nežádoucí
kyselina dusitá se za podmínek výroby rozkládá:

3 HNO[2] ===== HNO[3] + 2 NO + H[2]O

Uvolňující se NO je recyklován a znovu oxidován na N[2]O[4]. Jednotlivé způsoby výroby HNO[3] se
liší v konkrétním postupu použitém při absorbci oxidů dusíku ve vodě. Uvedeným způsobem se
produkuje roztok HNO[3] o koncentraci 50 až 60 %. Ten může být dále zahuštěn destilací na 68,4%ní
azeotropickou směs. Dýmavá kyselina dusičná (asi 98%ní) se obvykle připravuje tak, že se kapalný
N[2]O[4] za přítomnosti O[2] a pod tlakem rozpouští v horké zředěné kyselině dusičné. Výroba HNO[3]
jejím uvolněním z chilského ledku ztratila již původní význam a téměř se neužívá. Právě tak se
upustilo od pokusů o zavedení výroby HNO[3] založené na přípravě oxidů dusíku ze vzduchu přímou
reakcí:

N[2] + O[2] ===== 2 NO

Reakci lze v omezené míře uskutečnit tím, že se vzduch vede elektrickým obloukem a reakční směs se
extrémně rychle ochlazuje. Proces je mimořádně náročný na spotřebu elektrické energie, a v důsledku
toho neekonomický. Kyselina dusičná je jednou ze základních chemikálií v chemickém průmyslu.
Uplatňuje se v řadě velkokapacitních technologií anorganických (výroba hnojiv, kyseliny sírové,
kyseliny fosforečné aj.) i organických (výbušniny, plasty, léčiva, barviva, laky atd.). Využívá se
především její schopnosti tvořit soli, oxidovat a nitrovat. Ve velkém se vyrábí NH[4]NO[3], NaNO[3]
a Ca(NO[3])[2]. Dusičnan amonný NH4NO3 se vyrábí prostou neutralizací kyseliny dusičné amoniakem.
Je významným průmyslovým hnojivem. Používá se též jako bezpečnostní trhavina. Uplatnění má i
v anorganické technologii (výroba N[2]O aj.). Dusičnan sodný NaNO[3] se vyrábí neutralizací
zbytkových nerosních plynů při výrobě HNO[3] nebo směsi oxidů dusíku uvolňované při oxidačním a
nitračním působení HNO[3]. K neutralizaci se používá roztok uhličitanu sodného:

2 Na[2]CO[3] + 3 N[2]O[4] ===== 4 NaNO[3] + 2 NO + 2 CO[2]

Dusičnan vápenatý Ca(NO[3])[2] vzniká při výrobě HNO[3] absorpcí nerosních plynů v suspenzi
Ca(OH)[2], popř. se vyrábí rozpouštěním oxidu vápenatého v kyselině dusičné. NaNO[3] i Ca(NO[3])[2]
jsou významná dusíkatá hnojiva. Významné oxidy dusíku jsou NO, N[2]O[4] a N[2]O. Prvé dva se
získávají katalytickým spalováním amoniaku při výrobě HNO3. Jejich směsi vznikají při oxidačním a
nitračním působení HNO[3] na některé látky. Jsou významným meziproduktem při výrobě HNO[3] a slouží
i jako katalyzátory ve výrobě H[2]SO[4] nitrosním způsobem, N[2]O[4] se používá jako oxidující
komponenta raketových paliv. Oxid dusný je vyráběn tepelným rozkladem NH[4]NO[3]. Užívá se zejména
jako anestetikum (rajský plyn), dále v anorganické syntéze (výroba NaN[3]) a v potravinářství.
Dusitany získáváme převážně redukcí tavenin dusičnanů uhlíkem nebo olovem:

2 NaNO[3] + C ===== 2 NaNO[2] + CO[2]

V roztoku lze dusičnany redukovat sodíkovým nebo zinkovým amalgámem. Dusitany mají velký význam
v organické syntéze (výroba azobarviv, léčiv aj.), v textilním průmyslu a při některých
anorganických syntézách. Hydrazin N[2]H[4] se vyrábí oxidací amoniaku chlornanem sodným. Dnes se
hydrazin získává převážně reakcí chloru a amoniaku v prostředí kapalných ketonů. Vzniklý
substituovaný diaziridin se hydrolýzou převádí na výchozí keton a hydrazin. Hydrazin má technické
použití jako výrazné redukční činidlo, uplatňuje se ve farmaceutickém a barvářském průmyslu a při
výrobě plastů a výbušnin. Význam má i jako raketové palivo. Hydroxylamin NH[2]OH se běžně
připravuje katodickou redukcí roztoku HNO[3] ve zředěné kyselině sírové. Největší množství NH[2]OH
se spotřebovává při výrobě polyamidů; mimoto se hydroxylamin užívá též jako redukční činidlo, dále
při vybarvování tkanin apod. Amid sodný NaNH[2] se vyrábí reakcí plynného amoniaku s roztaveným
sodíkem. Obdobně se připravují amidy dalších alkalických kovů. Uplatnění nalezl především
v organické syntéze a při výrobě kyanidu sodného.


Výroba a použití technicky významných sloučenin fosforu

Přírodním zdrojem fosforu a jeho sloučenin jsou téměř výhradně apatity. Zpracovávají se na
elementární fosfor redukcí uhlíkem v elektrické peci. Mimoto lze přímo rozkládat přírodní
fosforečnany účinkem H[2]SO[4 ]za vzniku technické kyseliny fosforečné nebo fosforečných hnojiv.
Elementární fosfor má přímé použití především v hutním průmyslu, při výrobě zápalek a též
v organické syntéze. Je mezi produktem při přípravě P[4]O[10], při výrobě čisté H[3]PO[4] a
některých dalších sloučenin. P[4]O[10] vzniká a vyrábí se spalováním bílého fosforu v nadbytku
vzduchu:

P[4] + 5 O[2] ===== P[4]O[10]

Je meziproduktem při výrobě H3PO4, fosforečnanů a POCl3. Pro svou extrémně velkou afinitu k vodě se
používá k sušení plynů nebo tuhých látek. Uplatňuje se též při výrobě organických derivátů kyseliny
fosforečné a v dalších organických technologiích. PCl3, PCl5, POCl[3] a P[4]S[10] se vyrábějí
přímou syntézou z prvků, nejčastěji za použití červeného fosforu. Pouze POCl[3] vzniká buď reakcí
PCl[3] s ozonem:

PCl[3] + O[3] ===== POCl[3] + O[2]

nebo též reakcí:

P[4]O[10] + 6 PCl[5] ===== 10 POCl[3]

PCl[3], PCl[5] a POCl[3] jsou významná chlorační činidla, uplatňují se v organické syntéze a
v průmyslu barviv. P[4]S[10] je využíván jako výchozí látka při syntéze řady insekticidů, fungicidů
a speciálních maziv. Výroba fosfornanů je založena na disproporcionaci bílého fosforu v roztocích
hydroxidů alkalických kovů. Redukčních vlastností fosfornanů využívá anorganická i organická
syntéza. Fosfornany jsou též součástí elektrolytických lázní, sloužících k bezproudovému pokovování
součástek a výrobků (elektrotechnický průmysl, výroba bižutérie). Fosforečnany se nejčastěji
vyrábějí neutralizací kyseliny fosforečné H[3]PO[4 ]oxidy, hydroxidy nebo uhličitany kovů. Vzniklé
fosforečnany obsahují monomerní anionty. Termické zpracování např. hydrogenfosforečnanů vede ke
vzniku kondenzovaných fosforečnanů s polyjadernými anionty:

NaH[2]PO[4] + 2 Na[2]HPO[4] ===== Na[5]P[3]O[10] + 2 H[2]O

2 NaH[2]PO[4].H[2]O ===== Na[2]H[2]P[2]O[7] + 3 H[2]O

Fosforečná hnojiva se vyrábějí působením kyseliny sírové na apatit. Chemickou podstatou děje ke
převedení nerozpustného fosforečnanu na hydrogenfosforečnan, dihydrogenfosforečnan nebo volnou
kyselinu fosforečnou. Tyto více či méně rozpustné látky jsou již asimilovatelné rostlinami.
Stejného efektu lze dosáhnout, působí-li se na apatit technickou kyselinou fosforečnou, kyselinou
dusičnou, kyselinou chlorovodíkovou nebo i vodným roztokem oxidu siřičitého. Mimoto lze apatit
(zejména fluoroapatit) zpracovávat účinkem vodní páry za vysokých teplot, popř. působením par
P[4]O[10] na tzv. termické fosforečnany a kondenzované fosforečnany, jež sice nejsou rozpustné, ale
přesto je rostliny dovedou asimilovat při zvolna probíhající hydrolýze v půdách vhodného složení.
Též řada průmyslových odpadních látek s obsahem fosforu má uplatnění jako fosforečná hnojiva.
Kyselina fosforečná se v zásadě vyrábí dvojím způsobem. Takzvaná „termická“ kyselina fosforečná se
získává tak, že se bílý fosfor spaluje v grafitové komoře a vzniklý oxid fosforečný se hydratuje
vodou. Tato kyselina se vyznačuje poměrně velkou čistotou. Naproti tomu tzv. „extrakční“ kyselina
fosforečná je získávána přímo z přírodních fosforečnanů jejich rozkladem kyselinami (nejčastěji
kyselinou sírovou, ale i kyselinou chlorovodíkovou nebo kyselinou dusičnou). Podle volby
technologie vzniká buď bezvodý síran vápenatý, nebo hemihydrát či dihydrát síranu vápenatého.
Extrakční kyselina fosforečná obsahuje značné množství nečistot a pro náročnější použití se musí
čistit. Kyselina fosforečná má rozsáhlé upotřebení při povrchové úpravě kovů, jako složka
odrezovacích lázní, v potravinářském průmyslu a v zemědělství, jako složka krmných směsí a zejména
pak při výrobě fosforečných a vícesložkových tuhých i kapalných hnojiv. Dále se používá při výrobě
technicky významných fosforečnanů, v organické syntéze (nejčastěji po převedení na oligomerní
kyseliny fosforečné), v textilním, farmaceutickém a sklářském průmyslu a v keramice.