N, P
Prvek X II
[kJ mol-1]
ρ
[g cm-3]
b.t.
[°C]
b.v.
[°C]
r
[pm]
N 3,1 1402 0,00125 -210 -196 71
P 2,1 1012 1,82w 44w 280w 111
15. skupina – 5 valenčních elektronů konfigurace ns2 np3
Oxidační číslo
N: -3,+1, +2,+3, +4, +5
P: -3, +1, +3, +5
Obecné informace
• 99,6 % 14N a 0,4 % 15N; 31P 100 % (přírodní), významné jsou i 32P a 33P
• obsah N2 v ovzduší 78 % - ve všech skupenstvích molekuly N2
Přírodní zdroje N: atmosféra, NaNO3 – chilský ledek, KNO3 – ledek,
NH4NO3, bílkoviny
Přírodní zdroje P: apatity - Ca5(OH)(PO4)3, Ca5F(PO4)3
Krystalové modifikace P: bílý, červený, fialový a černý fosfor
bílý červený fialový černý
Bílý
• reaktivní, TDM nestabilní –
přesto nejčastější produkt
kondenzace z (g) a (l)
• na vzduchu samozápalný
(uchování pod vodou)
• toxický
• rozpustný v CS2, SO2, NH3
Červený
• stabilní, méně reaktivní, nejedovatý, nerozpustný, vyrábí se z bílého
fosforu (UV, I2 nebo sírou), spojené „tetraedry“ P4 – otevření jedné vazby
Černý
• stabilní, polokovový
• polovodivý
• vzniká za vysokého tlaku
• struktura podobná grafitu
• nejméně reaktivní
N
• nereaktivní – vysoká energie vazby N≡N (6x silnější než jednoduchá)
• třetí nejelektronegativnější prvek (po fluoru a kyslíku) – přesto převaha
kovalentní interakce, ale tvoří vodíkové můstky
• ve vodě se rozpouští méně než kyslík (riziko - kesonová/dekompresní nemoc)
• sloučeniny se všemi prvky (kromě vzácných plynů), ale až za žáru
• za nízké teploty pouze s Li, Mg a Ca
• tvoří maximálně 4 σ-vazby (nedostupnost d-orbitalů) – NH4
+/NR4
+
P
• tvoří sloučeniny se všemi prvky
• malá elektronegativita – netvoří vodíkové můstky, kovalentní interakce
• v kapalině tetraedry P4, v plynné fázi tvoří i molekuly P2
• může tvořit více než 4 σ-vazby (využití d-orbitalů)
• podobně reaktivní jako dusík - tvoří sloučeniny téměř se všemi prvky (mimo
Sb, Bi a vzácných plynů), reaguje za vyšší teploty
• oxokyseliny a oxoanionty – rozsáhlý soubor, u dusíku neznám ekvivalent
(kromě Si ani u jiného prvku)
Nejčastější oxidační stavy (N i P): -III, III a V
• fosfor redukcí uhlíkem v pecích
4 NaPO3 + 2 SiO2 + 10 C → 2 Na2SiO3 + 10 CO + P4
• vyrábí se z něj oxid fosforečný, kyselina fosforečná, fosforečnany –
detergenty, insekticidy, herbicidy, halogenofosforečnany - účinné
neurotoxiny
Výroba a použití
• dusík se vyrábí frakční destilací kapalného vzduchu (b. v. -196 °C)
• laboratorně pak rozkladem vhodných sloučenin
2 NaN3 → 2 Na + 3 N2
NH4NO2 → N2 + 2 H2O
• používá se jako účinné chladivo (supravodiče, syntézy), ochranná atm.,
sloučeniny – amoniak, kys. dusičná, dusičnany, hydrazin, močovina
Sloučeniny dusíku
Nitridy – níže
Sloučeniny dusíku s vodíkem
NH3 – amoniak (azan)
N2H4 – hydrazin (diazan)
HN3 – azoimid (azidovodík)
NH4N3 – azid amonný (N4H4)
N2H5N3 – azid hydrazinia(1+) (N5H5)
N2H2 – diazen (diimid)
N4H4 – tetrazen
NH2OH - hydroxylamin
N2 + 3 H2 → 2 NH3 ∆ H = – 46,9 kJ/mol
(Haber-Boschova výroba: 500°C/Fe, Al2O3, 20-100 MPa)
NH4Cl + NaOH → NH3 + NaCl + H2O
Li3N + 3 H2O → 3 LiOH + NH3
voda NH3 + H2O ←→ NH4
+ + OH– (pouze iontová forma)
KB = 1,8·10-5
NH4OH + HCl → NH4Cl + H2O
NH3 + HCl → NH4Cl – salmiak
NH4Cl + H2O ←→ NH3 + H3O+ + Cl-
←→
amoniak NH3 + NH3 ←→ NH4
+ + NH2
– KA = 1·10-30
3 NiO + 2 NH3 → 3 Ni + 3 H2O + N2
3 Cl2 + NH3 → N2 + 6 HCl
4 NH3 + 3 O2 → 2 N2 + 6 H2O
4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O
Amoniak - redukční vlastnosti
Amonný kation NH4
+
• vzniká reakcí kyselin s roztokem NH3
• soli jsou dobře rozpustné ve vodě, krystalické,
podobné solím alkalických kovů
NH4Cl ←→ NH3 + HCl
NH4NO3 → N2O + 2 H2O
(NH4)2SO4 – hnojivo
(NH4)2CO3 – cukrářské kvasnice
NH4
+
Deriváty amoniaku
Amidy
• vznikají např. reakcí alkalických kovů s kapalným amoniakem
• NH2
- je velmi silná báze (silnější než OH-)
NH2
- + H2O → NH3 + OH-
NH2
- + OH- → NH3 + O2-
Imidy
• známé jen u Li, Ca, Ge, Sn a Pb
• vznikají tepelným rozkladem amidů, nebo:
PbI2 + 2 KNH2 → PbNH + 2 KI + NH3
Nitridy
• vznikají reakcí s N2, rozkladem amidů či imidů a reakcí s amoniakem
Dělení:
• iontové: Li3N, Mg3N2, Ca3N2 (bezbarvé vodou se rozkládájící)
Mg3N2 + 6 D2O → 2 ND3 + 3 Mg(OD)2
(příprava deuteroamoniaku pro NMR)
• intersticiální: XN, X2N (tvrdé, odolné a vodivé)
• kovalentní: AlN, BN, S4N4
Halogenderiváty NX3 (NHX2 a NH2X)
NF3
• vzniká elektrolýzou NH4HF2, bezbarvý inertní plyn
NCl3, NHCl2 a NH2Cl
• vznikají reakcí Cl2 s NH4Cl
• pH > 8,5 NH2Cl; pH = 5 NHCl2; pH < 4,5 NCl3
• chloramin i dichloramin existují jen ve zředěném roztoku
• NCl3 „chlorid dusitý“ - nestálá kapalina, explozivní
NCl3 + H2O  NH3 + 3 HOCl (bělení, reaguje jako N-III – většina reakcí)
NCl3 + 4 NH3  N2 + NH4Cl
NBr3.6 NH3, NI3.NH3
• vznikají reakcí Br2 s kapalným amoniakem či I2 s roztokem amoniaku
• třaskavé („jododusík“ - NI3.NH3)
NH2OH - hydroxylamin
• bezbarvá, reaktivní, rozpustná látka
• slabá zásada
• působí oxidačně i redukčně
• využívá se v organické syntéze
NO2
- + 2 HSO3
- + H3O+ → NH2OH + 2 HSO4
N2H4
- hydrazin
• bezbarvá kapalina
• tvoří kationty N2H5
+ a N2H6
2+
• výborně hoří (na dusík a vodu)
• organické syntézy, raketové palivo (rozklad na katalyzátorech na N2 a H2)
2 NH3 + NaClO → N2H4 + NaCl + H2O
HN3 - azoimid (azidovodík)
• bezbarvá, vysoce toxická kapalina
• má redukční i oxidační vlastnosti
• soli (slabá – jako kys. octová) - azidy, iontové jsou stálé (NaN3), kovalentní
třaskavé (Pb(N3)2, Cu(N3)2) – rozbušky
Oxidy dusíku
N2O – rajský plyn, laughing gas (i film s Chaplinem, 1914)
• netoxický, dobře rozpustný v tucích – ovlivňuje nervovou soustavu
• podporuje hoření (rozkladem vzniká kyslík) – oxidovadlo do raket i do aut
• plnění bombiček se šlehačkou
N2H4 + HNO2 → HN3 + 2 H2O
NH4NO3 → N2O + 2 H2O
• anestetikum
• vyrábí se z něj i azid sodný
N2O + NaNH2 → NaN3 + H2O
NO
• bezbarvý plyn, paramagnetický – ale příliš nedimeruje (srov. NO2)
• ligand (nitrosyl)
• typicky vzniká u reakcí HNO3 - vzdušným kyslíkem se rychle oxiduje na
hnědý NO2
3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
2 NO + O2 → 2 NO2 (hnědé dýmy)
N2O3
• anhydrid kyseliny dusité (reakcí s vodou vzniká HNO2)
• pevný světle modrý, kapalný tmavě modrý
• snadno disproporcionuje
N2O3 ←→ NO + NO2
NO2
• v pevném stavu bezbarvý dimer N2O4 (b. t. -11 °C, b. v. 21 °C)
• za vyšší teploty hnědý monomer, či směs monomer-dimer
• s vodou disproporcionuje na HNO3 a NO
• vzniká buď oxidací NO nebo laboratorně rozkladem
dusičnanů těžkých kovů
2 Pb(NO3)2 → 2 PbO + 4 NO2 + O2
N2O5
• bezbarvá krystalická látka, v pevném stavu NO2
+NO3
•
snadno se rozkládá na NO2 a O2
• anhydrid kyseliny dusičné
• připravuje se výhradně její dehydratací
2 HNO3 + P2O5 → N2O5 + 2 HPO3
2 NO2 + O3 → N2O5 + O2
Kyslíkaté kyseliny
Vzorec Název Poznámky
H2N2O2
kyselina didusná Slabá kyselina HON=NOH, izomerní
s nitramidem H2N–NO2, soli jsou známy
{HNO} nitroxyl Reaktivní intermediát, soli jsou známy
H2N2O3
kyselina dihydrogen-
didusnatá
Známá v roztoku a jako soli,
např. Angeliho sůl Na2(ON=NO2)
H4N2O4
kyselina nitroxylová Explozívní; známá sodná sůl Na4(O2NNO2)
Vzorec Název Poznámky
HNO2
kyselina dusitá Nestálá, slabá kyselina, známé jsou stálé
soli – dusitany
HOONO kyselina
peroxodusitá
Nestálá, izomerní s kyselinou dusičnou;
některé soli jsou stabilnější
HNO3
kyselina dusičná Stálá, silná kyselina HONO2, známo
mnoho solí – dusičnanů
HNO4
kyselina
peroxodusičná
Nestálé, explozívní krystaly HOONO2
Kyselina dusitá - HNO2
• středně silná kyselina, připravuje se reakcí dusitanů s neoxidujícími
kyselinami
• dusitany pak redukcí či termickým rozkladem dusičnanů či:
N2O3 + H2O → 2 HNO2
2 NaOH + N2O3 → 2 NaNO2 + H2O
• jsou dobře rozpustné ve vodě
• alkalické lze tavit, ostatní se rozkládají
• toxický – konzervace masa
• využívá se i v organických syntézách
NOX – halogenidy nitrosylu
• reaktivní, nestabilní, ve vodě hydrolyzují na kys. dusitou a halogenovodík
• připravují se z halogenu a NO
Kyselina dusičná - HNO3
• bezbarvá kapalina, silné oxidační činidlo, silná kyselina
• rozpouští tedy i ušlechtilé kovy
• dá se připravit působením kyseliny sírové na dusičnany
• průmyslově z amoniaku – patří mezi tři hlavní průmyslové kyseliny
4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O
2 NO + O2 → 2 NO2
NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
3 HNO2 → HNO3 + 2 NO
nestálá: 2 HNO3  2NO2 + H2O + ½ O2
využití:
• hnojiva
• org. syntézy
• výbušniny
• léčiva
• základní anorg. kyselina
• dusičnany: vznikají reakcí s hydroxidy i s kovy (některé se pasivují)
• jsou rozpustné
• termicky se rozkládají na dusitany až oxidy, mají oxidační schopnosti
NO2X – halogenidy nitrylu
• bezbarvé plyny
• s vodou hydrolyzují na kys. dusičnou a halogenovodík
Sloučeniny fosforu
Fosfidy
• přímou reakcí prvků s červeným fosforem, příp. elektrolýzou
• podobné boridům, karbidům, nitridům
• M4P až MP15
• monofosfidy
• fosfidy bohaté na kov jsou tvrdé, křehké, nereaktivní, termicky stabilní
• fosfidy bohaté na P jsou reaktivní, polovodivé, hydrolyzují, termicky
nestálé
Hydridy - PH3 a P2H4
- několik homologických řad (řetězovité i cyklické, klusterové)
- nejstabilnější PH3, P2H4 a P3H5
PH3
• bezbarvý, toxický, páchne po česneku
• vyrábí se rozkladem fosfidů vodou či kyselinami (ne z prvků)
• snadno se oxiduje (silné redukční činidlo), velmi slabá báze – PH4
+
PH3 + 4 Cl2 → PCl5 + 2 HCl
P2H4
• reaktivní bezbarvá kapalina
• vyrábí se z PH3 elektrickým výbojem
Halogenidy
PF3 (g) PF5 (g)
PCl3 (l) PCl5 (s) P2Cl4 (l)
PBr3 (l) PBr5 (s)
PI3 (s) P2I4 (s)
PX3
• přímou syntézou s prvků mimo PF3 (fluorace PCl3 pomocí AsF3)
• PCl3 se využívá v rozličných syntézách
2 PX3 + 3 H2O → 2 H3PO3 + 6 HX
PX5 (mimo I)
• termická stabilita klesá od fluoridů k bromidům, reagují s vodou
• obecná příprava z PX3 a X2
• PF5 se připravuje fluorací PCl5 s AsF3
PX3 + X2 → PX5
PX5 + H2O → POX3 + 2 HX
2 POX3 + 3 H2O → 2 H3PO4 + 6 HX
C
l
C
l
C
l
C
l
P
+C
l
C
l
C
l
C
l
C
l
P
–
P
C
l
C
l
C
l
C
l
C
l
C
l
- molekuly v plynné fázi
- v kondenzovaných fázích a roztocích dle prostředí (koncentrace):
PCl5 = [PCl4]+ [PCl6]–
PCl5 = [PCl4]+ Cl–
PCl5 = PCl5 (nepolární prostředí)
PBr5 = [PBr4]+ Br–
POF3 a POI3 se vyrábí halogenací POCl3 - dýmavá kapalina
P4O10
• vzniká hořením P na vzduchu, několik modifikací (hex-P4O10)
• s vodou prudce reaguje (vynikající sušidlo)
• odnímá vodu i H2SO4 a HNO3 za vzniku anhydridů
P4 + 3 O2 → P4O6
P4O6 + H2O → 4 H3PO3
P4O6 + 6 HCl → 2 H3PO3 + 2 PCl3
P4 + 5 O2 → P4O10
P4O10 + H2O → H3PO4
Oxidy – struktura odvozena od tetraedru P4
P4O6
• molekuly P4O6 ve všech skupenstvích
• nízkotající (24 °C) pevná látka, anhydrid kyseliny fosforité
• vzniká při spalování P při nedostatku kyslíku
- dále P4O7, P4O8 a P4O9 (případně PO a P2O6)
Sulfidy
• přímou reakcí z prvků, nejstabilnější je P4S3 (dříve pro výrobu zápalek)
Oxokyseliny, soli
• mono- i polykyseliny - struktury lineární i cyklické
• strukturní rozmanitostí analogie pouze s křemičitany
• Strukturní principy:
1)Všechny atomy fosforu mají koordinační číslo 4
2)Obsahují nejméně jednu jednotku P=O
3)Všechny atomy fosforu mají alespoň jednu skupinu P-OH
(ionizovatelné vodíky)
4) Mohou obsahovat skupinu P-H (neionizovatelné vodíky)
5) Řetězení se děje můstky P-O-P, případně P-P (např. H4P2O6 – kyselina
tetrahydrogendifosforičitá – stálá kyselina, (HO)2(O)P-P(O)(OH)2 )
Kyseliny, soli
H3PO2, H[PH2O2] – kys. fosforná (dihydrido-dioxofosforečná, fosfinová)
• silná (pKa = 1,1), jednosytná kyselina
• soli jsou dobře rozpustné, jsou silná redukovadla
• Na[PH2O2].H2O se průmyslově využívá pro bezproudé niklování
• farmaceutický průmysl
• konverze ArN2
+ to Ar-H
• průmyslová výroba:
PH3 + 2 I2 + 2 H2O → H3PO2+ 4 HI
P4 + 3 OH− + 3 H2O → 3 H2PO2
− + PH3
H2PO2
− + H+ → H3PO2
H3PO3, H2[PHO3] – kys. fosforitá (hydrido-trioxofosforečná, fosfonová)
• silná (pKA1 = 1,3; pKA2 = 6,7), dvojsytná kyselina
• slabší redukovadlo než kys. fosforná
• fosforitany kovů alkalických zemin a těžkých kovů jsou málo
rozpustné
• fosforitan draselný se používá jako antibakteriální látka
• laboratorně se vyrábí hydrolýzou PCl3 v CCl4
• organické deriváty: OPR(OR)2 i P(OR)3 (fosfity) (izomerní formy)
• výroby:
P4O6 + 6 H2O → 4 HP(O)(OH)2
PCl3 + 3 H2O → HP(O)(OH)2 + 3 HCl
K2HPO3 + 2 HCl → 2 KCl + H3PO3
H3PO4 - kys. trihydrogenfosforečná (ortho-fosforečná)
• bezbarvá krystalická látka vrstevnaté struktury (vodíkové můstky)
• vyrábí se reakcí oxidu fosforečného s vodou nebo rozkladem
fosforečnanů kys. sírovou
• je to silná trojsytná kyselina, snadno polymeruje (častý je dimer)
• všechny dihydrogenfosforečnany jsou rozpustné ve vodě,
hydrogenfosforečnany a fosforečnany jen s kationty alkalických kovů
• fosforečnany a hydrogenfosforečnany podléhají hydrolýze, mají snahu
přecházet na ve vodě stabilní dihydrogenfosforečnan
• Použití: povrchová úprava kovů (fosfátování, odrezování),
potravinářství (Coca-Cola), výroba hnojiv, výroba
detergentů
H3PO4 + H2O ←→ H3O+ + H2PO4
– pKa1= 2,1
H2PO4
– + H2O ←→ H3O+ + HPO4
2– pKa2= 7,21
HPO4
2–+ H2O ←→ H3O+ + PO4
3– pKa3= 12,3
(HPO3)x - kyselina monohydrogenfosforečná (meta-fosforečná)
• připravuje se dehydratací H3PO4
• je to sklovitá polymerní látka
• soli se připravují termickou dehydratací dihydrogenfosforečnanů či
dihydrogendifosforečnanů alkalických kovů
H4P2O7 - kyselina tetrahydrogendifosforečná
• vyrábí se termickou kondenzací kys. fosforečné
• je to silná čtyřsytná kyselina (pKA1 = 1,0; pKA2 = 2,0 a pKA3 = 6,6; pKA2 = 9,6)
• tvoří jen difosforečnany a dihydrogendifosforečnany (viz hodnoty pKA)
• tyto soli vznikají termickou kondenzací (dehydratací)
hydrogenfosforečnanů, či dihydrogenfosforečnanů
• dihydrogenfosforečnany jsou většinou rozpustné, difosforečnany jen
soli alkalických kovů
• používají se v potravinářství (tavené sýry),
Oligofosforečnany
• trifosforečnany jako detergenty
• estery oligofosforečných kyselin jsou
biologicky významné (ATP, ADP atd.)
Fosfazeny (fosfazany)
• sloučeniny s vazbou P=N (P-N), početná skupina sloučenin
• organicky substituované sloučeniny (Kirsanovova reakce):
(C6H5)3PCl2 + C6H5NH2 → (C6H5)3P=N-C6H5 + 2 HCl
Difosfazeny
3 PCl5 + NH4Cl → [Cl3P=N-PCl3]+PCl6
- + 4 HCl
• reakce probíhá v chlorovaných uhlovodících jako Cl3C-CCl3, CCl4 apod.
Nejrozsáhlejší jsou cyklické fosfazeny
n PCl5 + n NH4Cl → (PNCl2)n + 4 n HCl
Organofosforečné sloučeniny
• např. P(C6H5)3 – trifenylfosfan, P(C6H5)5 – pentafenylfosforan a podobné
sloučeniny jako např. P(O-C6H5)3 - trifenylfosfit
• vzniká takto směs fosfazenů, cyklické (n = 3 – 8), lineární (n = ∞), (PNCl2)3 –
hexachloro-cyklo-trifosfazen
Hydrolýza chloro-cyklo-fosfazenů
(PNCl2)n + H2O → (PN(OH)2)n cyklo-nitridofosforečná kyselina
Fluoro-cyklo-fosfazeny
(PNCl2)4 + 8 KSO2F → (PNF2)4 + 8 KCl + 8 SO2
- zahříváním směsi chloro-cyklo-fosfazenů vzniká polymer (PNCl2)n
„anorganický kaučuk“
Toxicita
N2
• netoxický, ale nedýchatelný
• za tlaku se rozpouští v krvi, při snížení tlaku se z krve vylučuje –
kesonová nemoc
Oxidy dusíku
• dráždí dýchací cesty, vedoucí až k edému plic
• jsou součástí městského oxidačního smogu
Kyselina dusičná, dusičnany
• kyselina je silně leptavá, dusičnany jsou téměř netoxické
• biotransformují se ale na dusitany
Dusitany
• LD50 = 4 g, způsobují oxidaci hemoglobinu na methemoglobin
(používají se jako protijed ke kyanidové otravě)
• způsobují roztažení cév
• podezřelé z karcinogenity, neboť mohou být biotransformovány na
N-nitrososloučeniny, které poté přecházejí na diazosloučeniny
• ty jsou silně elektrofilní a mohou tak velice snadno alkylovat DNA,
čímž dochází ke vzniku mutací
Estery kyseliny dusičné a dusité
• ethylenglykoldinitrát a glyceroltrinitrát (nitroglycerin)
• léčba anginy pectoris, vysoce jedovaté látky
• vyvolávají oxidaci hemoglobinu na methemoglobin, vznik
chudokrevnosti, poškození srdečního svalu, ledvin, jater a sleziny
• estery kyseliny dusité jsou kardiotoxické a neurotoxické
Amoniak
• leptá sliznice, včetně očí, nad 3,5 g/m3 nastává smrt
• amonné soli jsou málo toxické
Hydrazin
• dráždivé a leptavé účinky, toxický pro játra, ledviny i srdce
• poškozuje embryo
• velmi snadno reaguje s kteroukoliv ketoskupinou za vzniku
hydrazonu, čímž inhibuje mnohé enzymy (reaguje např. s
koenzymem pyridoxalfosfátem), může tak ale též reagovat s
bázemi DNA
Azidy
• napodobují chloridové ionty, čímž ovlivňují otevírání a zavírání
nervových kanálů, poškozují zejména nervy, HN3 jed. jako HCN
P
Bílý fosfor P4
• samozápalný, působí destrukce tkání a těžce se hojící popáleniny
• narušuje metabolismus cukrů, tuků i bílkovin
• brání též ukládání glykogenu v játrech
• poškozuje játra, ledviny a nervovou soustavu
• při chronické otravě dochází k poškozování kostí
• LD50 = 70 mg
(oxo)Halogenidy fosforečné(ité)
• silně dráždivé látky, po expozici může vznikat edém plic
Organofosfáty – organické estery kyseliny fosforečné
• vysoce toxické, bývají využívány jako insekticidy nebo ve válkách jako
nervové plyny
• extrémně toxické jsou pak fluorofosfáty
• nevratným způsobem inhibují enzym acetylcholinesterasu, který na
nervových zakončeních katalyzuje rozklad nervového přenašeče
acetylcholinu na cholin a kyselinu octovou
• inhibice tohoto rozkladu vede ke zvýšeným koncentracím
acetylcholinu na nervových zakončeních
• otrava se projevuje jednak příznaky trávicí soustavy (křeče, zvracení,
průjmy), dále slzením, pocením, snížením krevního tlaku, svalovou
slabostí až paralýzou
• otrávený je neklidný, nemůže se soustředit, objevují se též poruchy
paměti a spánku, dýchání je oslabeno
• bývá pozorováno poškození slinivky břišní, ledvin, krvácení do jater a
do dalších orgánů
• v těžších případech nastává smrt následkem křečí průdušek, případně
v důsledku paralýzy příčně pruhovaného svalstva (zejména bránice)
• vědomí bývá obvykle dlouho zachované
• při chronické expozici vypadávají vlasy a zuby, silné zažívací potíže
vedou k hubnutí
• při otravě podáme jednak atropin, který kompetitivně blokuje účinky
acetylcholinu, tím se eliminuje zejména účinek jedu na průdušky,
zatímco kosterní svalstvo zůstává paralyzováno
• kromě atropinu se podávají též reaktivátory acetylcholinesterasy,
neboť pro velmi pevnou vazbu fosfátu na acetylcholinesterasu takto
může účinek přetrvávat dny, týdny a někdy i měsíce
sarin soman tabun
• VX - extrémně toxická olejovitá substance, vhodná pouze pro válečné
účely, klasifikován jako ZHN a v roce 1993 zakázán
• LD50 = 0,7 mg (pokožkou)
VX - O-ethyl S-[2-(diisopropylamino)ethyl] methylphosphonothioate