Sloučeniny dusíku

Za běžných podmínek jsou stabilní tři molekulové sloučeniny a dvě iontové soli, které lze považovat za binární sloučeniny dusíku s vodíkem. Amoniak NH₃ a hydrazin N₂H₄ mají charakter bazí, azoimid HN₃ kyseliny, azid amonný NH₄ N₃ a azid hydrazinia (1+) N₂H₅N₃) solí. Není znám hydrid amonný NH₄H, nestabilní jsou diazen (diimid) N₂ H₂ (rozklad nad -180 °C) a tetrazen H₂N-N=N-NH₂ (rozklad nad -30 °C).

Amoniak NH₃ (b. t. -77,7 °C, b. v. - 33,4 °C) je bezbarvý, dráždivý, snadno zkapalnitelný plyn charakteristického štiplavého zápachu. Jeho molekula má tvar trigonální pyramidy, polarita vazeb N-H je příčinou poměrně vysoké hodnoty dipólového momentu (1,46 D). Je mimořádně dobře rozpustný ve vodě (v 1 litru vody se rozpustí 1200 litrů amoniaku při 0 °C a 700 litrů při 20 °C), s níž tvoří dva hydráty 2NH₃.H₂O a NH₃.H₂O. Ve vodě je slabou bazí (pK_b = 4,76), hydroxid amonný NH₄OH v molekulární neionizované formě není vzhledem k vazebných možnostem dusíku schopen existence

[Zobrazit video]

Rozpouštění amoniaku ve vodě

Amoniak má redukční schopnosti

a v kyslíku hoří žlutým plamenem (směs kyslíku s 16-27 % NH₃ je výbušná)

Často vystupuje jako ligand v amminkomplexech (z některých nelze amoniak uvolnit ani silnými hydroxidy), z nichž řada má význam v analytické chemii i v průmyslu. Připravuje se hydrolýzou nitridů (laboratorně často využívaná reakce pro přípravu ND₃)

nebo vytěsněním z amonných solí silnými hydroxidy

Průmyslově se amoniak vyrábí Haber-Boschovou syntézou z prvků (výtěžky 20 až 60 %)

Získává se i z čpavkových vod v plynárnách a koksovnách, varem roztoků amonných solí s vápenným mlékem a rozkladem kyanamidu vápenatého přehřátou vodní parou

V přírodě amoniak vzniká při rozkladu organických dusíkatých sloučenin. Využívá se k výrobě kyseliny dusičné, průmyslových hnojiv, sody Solvayovou metodou, jako chladící medium a reagencie v analytické chemii.

Soli amonné jsou pevné, krystalické, ve vodě většinou velmi dobře rozpustné látky (málo rozpustné soli tvoří kation amonný s anionty PtCl₆²⁻ a [Co(NO₂)₆]³⁻) obsahující kation NH₄⁺ (r_iont = 143 pm). Podobají se solím draselným a rubidným (r_iont = 133 resp. 148 pm). Lze je připravit zaváděním amoniaku do roztoků příslušných kyselin, při zvýšené teplotě se rozkládají většinou za uvolnění amoniaku

[Zobrazit video]

Reakcí plynného amoniaku s chlorovodíkem vzniká bílý dým chloridu amonného

Termickým rozkladem dusičnanu amonného však vzniká oxid dusný

Fluorid amonný NH₄F krystaluje ve wurtzitové mřížce (ostatní halogenidy amonné jsou strukturní analoga chloridu sodného nebo cesného). Chlorid amonný NH₄Cl (salmiak) se používá při pájení kovů a jako součást elektrolytu v Leclanchéových článcích. Sulfid amonný (NH₄)₂S se připravuje zaváděním sulfánu do vodného roztoku amoniaku a slouží jako analytické činidlo. Síran amonný (NH₄)₂SO₄ je průmyslovým hnojivem, uhličitan amonný (NH₄)₂CO₃ je nestálý (rozklad nastává již při 60 °C).

Po vodě a oxidu siřičitém je kapalný amoniak třetím nejdůležitějším anorganickým rozpouštědlem. Rozpustnost iontových solí je v něm obvykle nižší než ve vodě, nevznikají-li rozpustné komplexy (ve 100 cm³ kapalného amoniaku se rozpustí 207 g ve vodě nerozpustného AgI). Autoprotolytická konstanta při bodu varu (-33 °C) je 10^-30 M² (při -50 °C má hodnotu 10^-33 M²)

srovnej s autoprotolýzou vody

Stupnice pH má v kapalném amoniaku rozsah 0 až 30 (0 pro 1 M NH₄Cl, 30 pro 1 M KNH₂). Neušlechtilé kovy se rozpouštějí v roztocích amonných solí v kapalném amoniaku za vývoje vodíku

Výjimkou je reakce sodíku s dusičnanem amonným, při níž se tvoří dusnatan disodný

Kovy s-bloku se v kapalném amoniaku rozpouštějí primárně na modré roztoky s vysokou elektrickou vodivostí, které obsahují solvatované ionty kovu a elektrony. Po delším stání za laboratorní teploty z nich krystalují amidy těchto kovů. Amoniak je zásaditější než voda a proto i ve vodě slabé kyseliny (do pK_a = 5) jsou v něm zcela disociovány (tzv. nivelizační efekt) a naopak ve vodě silné zásady jsou v něm slabé. Amonolýzou, která je analogií hydrolýzy, vznikají amidy, imidy nebo nitridy

Kapalný amoniak je vhodným prostředím pro přípravu sloučenin s neobvykle nízkými oxidačními čísly kovů (K₄ [Ni⁰(CN)₄]) a acetylidů (M₂C₂) i hydrogenacetylidů (MHC₂) alkalických kovů.

Amidy jsou bezbarvé krystalické látky s redukčními účinky. Tvoří se rozpouštěním alkalických kovů v kapalném amoniaku za katalýzy chloridu železitého nebo srážením roztoků některých solí kovů alkalických zemin, stříbra, zinku, kadmia, manganu a niklu v kapalném amoniaku alkalickými amidy. Bazicitou převyšuje anion NH₂⁻ nejen vodu

ale dokonce i anion OH⁻

Imidy jsou známy jen u lithia, vápníku, germania, cínu a olova. Tvoří se buď termickým rozkladem amidů

nebo přídavkem alkalického amidu k soli kovového kationtu

Nitridy se tvoří reakcí dusíku s kovy, termickým rozkladem amidů čí imidů

nebo zahříváním některých kovů (i jejich oxidů nebo chloridů) v proudu amoniaku

Výjimečně jsou použitelné i srážecí reakce

Podle typu vazby se nitridy se dělí do tří skupin. Iontové nitridy (Li₃N , Mg₃ N₂, Be₃N₂ , Ca₃N₂) jsou bezbarvé, vodou se rozkládající, krystalické látky (některé z nich jsou explozívní)

Intersticiální (kovové) nitridy tvoří přechodné kovy. Často jde o berthollidy s vysokými body tání, značnou tvrdostí (8 až 10 v Mohsově stupnici), dobrou elektrickou vodivostí a chemickou odolností. Nejčastější složení je XN (X = Ti, Zr, Hf, V, Nb, Ta, U) a X₂N (X = Mo, W), možné je i jiné (Mn₅N₂, Mn₃N₂, U₂N₃). Z kovalentních nitridů, které tvoří prvky p-bloku, jsou nejznámější nitridy hliníku (AlN) a boru (BN; existuje ve dvou formách analogických grafitu a diamantu) a síry (S₄N₄).

Fluoroderiváty amoniaku NH_nF_3-n (n = 0-2) vznikají při elektrolýze taveniny hydrogendifluoridu amonného NH₄HF₂ (v malém množství se přitom tvoří i plynný difluordiazen F-N=N-F známý ve formě cis- a trans-izomeru). Fluorid dusitý NF₃ (b. t. -206,8 °C, b. v. -129 °C) je bezbarvý, chemicky poměrně inertní plyn, který však snadno reaguje s vodíkem

Chloroderiváty NH_nCl_3-n (n = 0-2) se tvoří zaváděním chloru do roztoku chloridu amonného při vhodném pH (NH₂Cl při pH > 8,5, NHCl₂ při pH 5 a NCl₃ při pH < 4,5). Všechny jsou endotermními výbušnými sloučeninami, které se vodou rozkládají

S amoniakem reagují za vzniku dusíku

Chloramin NH₂Cl a dichloramin NHCl₂ jsou za laboratorní teploty schopny existence jen v roztoku, chlorid dusitý NCl₃ (b. t. -27 °C, b. v. 71 °C) lze izolovat jako nestálou žlutou olejovitou kapalinu. Známy jsou i smíšené fluorochloroderiváty. Z bromoderivátů NH_nBr_3-n lze připravit bromamin NH₂Br a dibromamin NHBr₂ reakcí bromu s amoniakem v etherickém roztoku, z něhož je nelze izolovat. Přidáním bromu do kapalného amoniaku a odpařením vzniklého roztoku vzniká červenofialový amoniakát bromidu dusitého NBr₃.6NH₃, který se za laboratorní teploty explozívně rozkládá. Působením vodného roztoku amoniaku na elementární jod se tvoří sraženina amoniakátu jodidu dusitého NI₃.NH₃ (jododusík), která je extrémně explozívní. V nadbytku amoniaku se rozpouští za tvorby jodaminu NH₂I.

[Zobrazit video]

Suchý jododusík se explozivně rozkládá již po lehkém nárazu

Hydrazin N₂H₄ (H₂N-NH₂, b. t. 1,4 °C, b. v. 113,5 °C) je bezbarvá, na vzduchu dýmavá kapalina, která se s vodou neomezeně mísí. Monohydrát N₂H₄.H₂O se připravuje reakcí amoniaku s roztokem alkalického chlornanu v přítomnosti želatiny (F. Raschig, 1907), při níž se jako meziprodukt tvoří chloramin

celkově:

Přídavek želatiny potlačuje nežádoucí reakci vznikajícího hydrazinu s přítomným chloraminem maskováním iontů těžkých kovů, které tuto reakci katalyzují

Hydrazin je dvojsytnou bazí (slabší než amoniak, pK' = 6,07, pK″≈ 15), která tvoří dvě řady solí. Kationt N₂H₅⁺ je ve vodném roztoku stálý, N₂ H₆²⁺ podléhá hydrolýze

Neutralizací hydrazinu kyselinou sírovou lze získat hydrogensíran hydrazinia (1+) N₂H₅ HSO₄ (používá se jako redukční činidlo v analytické chemii), síran hydrazinia (1+) (N₂H₅)₂SO₄ a bis(hydrogensíran) hydrazinia (2+) N₂H₆ (HSO₄)₂. V zásaditém prostředí je hydrazin silným redukčním činidlem. Zapálením na vzduchu rychle a kvantitativně shoří

a energicky reaguje i s halogeny

Zahříváním NF₃ s mědí vzniká plynný tetrafluorohydrazin N₂F₄ (b. v. -73 °C), který snadno disociuje na radikály F₂N .

Hydroxylamin NH₂OH (b. t. 32 °C) je bezbarvá, reaktivní, krystalická, ve vodě dobře rozpustná, látka s vysokou permitivitou. Je slabou zásadou (pK_b = 8,18), může působit oxidačně i redukčně. S kyselinami poskytuje soli hydroxylamonné, s aldehydy a ketony oximy (HRC=NOH resp. RR’C=NOH; oximy slouží k přípravě kaprolaktamu, který je meziproduktem při výrobě polyamidových vláken). Připravuje se katodickou redukcí kyseliny dusičné v 50% kyselině sírové nebo redukcí alkalických dusitanů ve slabě kyselém prostředí alkalickým hydrogensiřičitanem

Azoimid HN₃ (b. t. -80 °C, b. v. 35,7 °C) je bezbarvá, pohyblivá, extrémně jedovatá, explozívní kapalina s pronikavým zápachem. Ve vodném roztoku je poměrně stálý. Tři atomy dusíku v jeho molekule jsou uspořádány lineárně, popis vazebných poměrů je složitý, protože se uplatňuje jedna lokalizovaná π-vazba i delokalizovaný π-systém. Je přibližně stejně slabou kyselinou jako kyselina octová (pK_a = 4,75). Má jak oxidační

tak i redukční vlastnosti

Připravuje se oxidací vodného roztoku hydrazinu kyselinou dusitou (T. Curtis, 1890)

Soli azoimidu se nazývají azidy, podobají se chloridům a lze je připravit reakcí amidu sodného s dusičnanem sodným nebo oxidem dusným

Aniont N₃⁻ má analogickou elektronovou strukturu jako oxid uhličitý, průměrné oxidační číslo dusíku je 1/3. Iontové azidy jsou poměrně stálé, kovalentní azidy (Pb(N₃)₂, AgN₃, Hg(N₃)₂) jsou extrémně explozívní a používají se do rozbušek.

Halogenazidy XN₃ (fluorazid FN₃ a chlorazid ClN₃ jsou plyny, bromazid BrN₃ kapalina a jodazid IN₃ pevná látka) se připravují z azoimidu

nebo z azidů kovů

Oxid dusný N₂O (b. t. -102,4 °C, b. v. -88,5 °C) je bezbarvý netoxický plyn s nasládlou chuti, málo rozpustný ve vodě. Jeho molekula je lineární (|N≡N=O; r_NN = 113, r_NO = 119 pm). Za laboratorní teploty je málo reaktivní, podporuje hoření, protože se při vyšších teplotách rozkládá na prvky. Ke kyselině didusné H₂N₂O₂ má stejný vztah jako oxid uhelnatý ke kyselině mravenčí. Reakce s roztaveným amidem sodným je průmyslově využívána k výrobě azidu sodného, z něhož se vyrábějí všechny ostatní azidy

Oxid dusný se připravuje termickým rozkladem (≈ 250 °C) látek sumárního složení N₂O.nH₂O, nejčastěji dusičnanu amonného (je možno použít i reakce azoimidu s kyselinou dusitou)

Používá se jako náplň bombiček sloužících pro přípravu šlehačky, dříve se používal v lékařství jako anestetikum (rajský plyn).

Oxid dusnatý NO (b. t. -163,6 °C, b. v. -151,8 °C) je bezbarvý, ve vodě nerozpustný plyn. Vzhledem k lichému počtu elektronů v molekule je paramagnetický, tendence k dimerizaci je malá a projevuje se jen v kondenzovaných stavech. Řád vazby v oxidu dusnatém je 2,5, v kationtu nitrosylovém NO⁺ má hodnotu tři. Vyrábí se katalytickou oxidací amoniaku vzdušným kyslíkem

nebo přímou syntézou z prvků v elektrickém oblouku

Laboratorně se připravuje reakcí zředěné kyseliny dusičné s mědí

[Zobrazit video]

Příprava oxidu dusnatého reakcí mědi s koncentrovanou kyselinou dusičnou

Za zvýšeného tlaku a teploty nad 50 °C disproporcionuje

Dikyslík ho rychle (neobvyklou reakci 3. řádu s negativním teplotním koeficientem) oxiduje na hnědý oxid dusičitý. Reakcí oxidu dusnatého s oxidem sodným vzniká dusnatan, který snadno disproporcionuje na dusitan a didusnan

Oxid dusnatý reaguje s řadou sloučenin přechodných kovů za vzniku nitrosylových komplexů. Jako ligand vystupuje NO jako tří elektronový donor a může se koordinovat lineárně, lomeně nebo jako dvojitý či trojitý můstek. Formálně lze předpokládat, že NO poskytne lichý elektron centrálnímu kovovému kationtu a koordinuje se jako NO⁺ (v [Fe(NO)(H₂O)₅]²⁺, jeho vznik ve formě hnědého proužku se využívá při kvalitativním testu na dusičnany) nebo při opačném přechodu elektronu jako NO⁻ ([Co(NO)(NH₃)₅]²⁺).

Oxid dusitý N₂O₃ je při teplotách pod bodem tání (- 102 °C) světlemodrá pevná látka, která je chemickým individuem. Jeho molekula je nesymetrická (ON-NO₂) s poměrně dlouhou vazbou N-N (r_NN = 189 pm). Kapalná ekvimolární směs oxidů dusnatého a dusičitého se chová stejně jako kapalina vzniklá táním oxidu dusitého, protože se nad bodem tání ustavuje rovnováha

komplikující studium chemické reaktivity oxidu dusitého. S vodou reaguje oxid dusitý za tvorby kyseliny dusité a lze ho proto považovat za její anhydrid. S koncentrovanými kyselinami poskytuje nitrosylové soli (hydrogensíran nitrosylu NOHSO₄ vzniká při komorové výrobě H₂SO₄).

Oxid dusičitý NO₂ existuje v pevném stavu jako bezbarvý dimer N₂O₄ (b. t. -9.3 °C), v kapalné a plynné fázi se ustavuje rovnováha s červenohnědým monomerem NO₂

Při bodu varu je obsah monomeru cca 0,1 %, při 100 °C 90 % a disociace je úplná nad 140 °C.

[Zobrazit video]

Ukázka rovnováhy oxidů dusnatého a dusičitého

Při teplotách blízkých 0 K byla prokázána i existence molekul ON-O-NO₂. Tato strukturní forma může hrát určitou roli při autoionizaci oxidu dusičitého

Dimer N₂O₄ má planární strukturu příbuznou aniontu šťavelanovému C₂O₄²⁻ (r_NN = 175 pm, r_NO = 121 pm a úhel O-N-O = 134°). S malým ionizačním potenciálem oxidu dusičitého (9,91 eV) souvisí možnost existence nitrylových solí obsahujících kationt NO₂⁺. S vodou reaguje NO₂ i N₂O₄ za tvorby kyseliny dusičné

Oxid dusičitý snadno vzniká oxidací oxidu dusnatého dikyslí kem

a laboratorně se připravuje termickým rozkladem dusičnanů těžkých kovů

Lze ho využít jako rozpouštědlo při přípravě bezvodých dusičnanů kovů a nitrátokomplexů.

Oxid dusičný N₂O₅ je bezbarvá krystalická látka (b. t. 30 °C) tvořená v pevném stavu ionty NO₂⁺ a NO₃⁻. V roztocích a plynné fázi má povahu molekulární sloučeniny se symetrickou strukturou O₂NONO₂ a středovým úhlem NON blízkým 180° (krystalickou molekulovou formu lze získat prudkým ochlazením par na -180 °C). Snadno se rozkládá na oxid dusičitý a kyslík (někdy za výbuchu), s vodou poskytuje kyselinu dusičnou, s peroxidem vodíku ekvimolární směs kyseliny dusičné HNO₃ a peroxodusičné HNO₄. Nelze ho připravit přímou syntézou z prvků, ale jen dehydratací kyseliny dusičné oxidem fosforečným za nízké teploty

V silných bezvodých kyselinách se ionizuje za tvorby kationtu nitrylového NO₂⁺, což umožňuje snadnou přípravu solí tohoto kationtu

Kyselina didusná H₂ N₂O₂ je bílá krystalická látka v suchém stavu explozívní. Připravuje se reakcí kyseliny dusité s hydroxylaminem

Je slabou dvojsytnou kyselinou (pK_a ' = 7, pK_a '' = 11). Alkalické didusnany vznikají redukcí vodných roztoků dusitanů nebo dusičnanů sodíkovým amalgamem. Z vodných roztoků lze volnou kyselinu izolovat vysrážením stříbrné soli a jejím následným rozkladem kyselinou chlorovodíkovou. V didusnanech má aniont trans-konfiguraci (existence cis-izomeru se předpokládá v Na₂N₂O₂ připraveném působením oxidu dusnatého na roztok sodíku v kapalném amoniaku), v komplexech vystupuje jako můstkový nebo chelátový ligand.

Kyselina dusitá HNO₂ se v plynné fázi získává reakcí oxidu dusitého s vodní parou

[Zobrazit video]

Příprava kyseliny dusité vytěsněním ze své soli

Vodný roztok této středně silné kyseliny (pK_a = 3,35) se získá reakcí dusitanů s neoxidujícími kyselinami. Kyselina dusitá má oxidační i redukční vlastnosti, oxiduje se na kyselinu dusičnou, redukuje na oxid dusnatý, oxid dusný, dusík, hydroxylamin nebo amoniak. Její soli se připravují termickým rozkladem dusičnanů

nebo jejich redukcí vhodným kovem

Jsou dobře rozpustné ve vodě (s výjimkou žlutého AgNO₂). Alkalické dusitany se taví bez rozkladu, ostatní se rozkládají. Aniont NO₂⁻ je lomený (r_NO = 113 až 124 pm a úhel_ONO = 116 až 132°, vazebné poměry jsou analogické jako v molekule ozonu), v komplexech se může uplatnit jako chelátový i můstkový ligand. Mírně toxický dusitan sodný NaNO₂ je mírně toxický (přípustná dávka pro člověka je 8 g/den) se užívá při konzervaci masa, pro výrobu hydroxylaminu a k diazotaci primárních aromatických aminů na diazoniumchloridy, které dále slouží k výrobě azobarviv a léčiv)

Halogenidy nitrosylu NOX (X = F, Cl, Br; bezbarvý, oranžově žlutý a červený plyn) lze považovat za halogenderiváty kyseliny dusité. Molekuly NOX jsou lomené, jejich stabilita klesá od fluoridu k bromidu, všechny jsou vysoce reaktivní s výraznými oxidačními schopnostmi. Vodou se rozkládají na kyselinu dusitou a halogenovodíkovou. Připravují se přímou syntézou z oxidu dusnatého a příslušného halogenu. Chlorid nitrosylu NOCl je přítomen i ve směsi kyselin dusičné a chlorovodíkové v poměru 1:3, která se jako lučavka královská používá k rozpouštění zlata a platiny spojenému se vznikem ve vodě rozpustných komplexních kyselin H[AuCl₄] resp. H₂[PtCl₆].

Kyselina dusičná HNO₃ (b. t. - 41,6 °C, b. v. 82,6 °C s částečným rozkladem) je bezbarvá kapalina, která se světlem částečně rozkládá za uvolňování oxidu dusičitého. S vodou se neomezeně mísí, zředěné roztoky jsou stabilní. Azeotropická směs obsahuje 68,4 % HNO₃ (koncentrovaná kyselina dusičná), dva existující hydráty mají složení HNO₃.H₂O a HNO₃.3H₂O. Kyselina dusičná je silným oxidovadlem, které oxiduje kationty železnaté na železité, síru na oxid sírový a fosfor na kyselinu orthofosforečnou. Rozpouští neušlechtilé i ušlechtilé kovy (mimo zlata, platiny, rhodia, iridia, niobu a tantalu). Některé neušlechtilé kovy (železo, chrom, hliník) se v koncentrované kyselině dusičné pasivují. Bezvodou kyselinu lze vakuově vydestilovat ze směsi kyseliny dusičné s kyselinou sírovou (nebo s oxidem fosforečným). Molekula HNO₃ má v plynném stavu planární strukturu s absencí možnosti volné rotace kolem vazby N-O(H). V bezvodé kyselině dusičné se ustavují autoprotolytické rovnováhy typu

Kyselina dusičná je silnou kyselinou, (v 1 M roztoku ionizována z 93 %), v koncentrované kyselině sírové (nitrační směs v organické syntéze) ionizuje jako zásada

Do konce minulého století se kyselina dusičná vyráběla výhradně reakcí koncentrované kyseliny sírové s dusičnany alkalických kovů. Současný postup je založen na katalytické oxidaci amoniaku na oxid dusnatý, jeho následné oxidací vzdušným kyslíkem na oxid dusičitý, který reakcí s vodní parou poskytne ekvimolární směs kyseliny dusičné a dusité

Za reakčních podmínek je kyselina dusitá nestabilní a pdléhá disproporcionační reakci

Oxid dusnatý je přítomným kyslíkem převedem na oxid dusičitý a ten opět vstupuje do reakce s vodou. Výsledkem procesu je proto čistá kyselina dusičná, která je jednou ze tří nejdůležitějších anorganických oxokyselin. Používá se na výrobu hnojiv (80 % její produkce se spotřebuje na výrobu dusičnanu amonného), umělých hmot, výbušnin a léčiv.

Dusičnany lze připravit neutralizačními reakcemi nebo rozpouštěním kovů, jejich oxidů nebo uhličitanů v kyselině dusičné. Všechny jsou velmi dobře rozpustné ve vodě, při vyšších teplotách mají oxidační účinky.

[Zobrazit video]

Reakce dřevěného uhlí s dusičnanem

[Zobrazit video]

Reakce elementární síry s dusičnanem

Termicky se rozkládají na dusitany nebo až na oxidy kovů. Anion NO₃⁻ (r_N-O = 124 pm) je planární, v komplexech může vystupovat jako jedno- až trojfunkční ligand s několika variacemi můstkového uplatnění.

Halogenidy nitrylu NO₂X (X = F, Cl) jsou bezbarvé plyny, které lze považovat za halogenderiváty kyseliny dusičné. Mají trigonálně planární strukturu, vodou se rozkládají na kyselinu dusičnou a halogenovodíkovou. Je možno je připravit reakcemi

Kyselina orthodusičná H₃NO₄ není známa, ale podařilo se syntetizovat její alkalické soli