В теле человека массой 70 кг содержится около 780 г фосфора. В виде фосфатов кальция фосфор присутствует в костях человека и животных. Входит он и в состав белков, фосфолипидов, нуклеиновых кислот; соеди­нения фосфора участвуют в энергетическом обмене (аденозинтрифосфорная кислота, АТФ). Ежедневная потребность человеческого организма в фосфоре составляет 1,2 г. Основное его количество мы потребляем с мо­локом и хлебом (в 100 г хлеба содержится примерно 200 мг фосфора). Наи­более богаты фосфором рыба (180 мг в 100 г продукта), фасоль (540 мг на 100 г продукта), некоторые виды сыра (до 600 мг на 100 г продукта). Интересно, что для правильного питания необходимо соблюдать ба­ланс между количеством потребляемого фосфора и кальция: оптималь­ное соотношение этих элементов в пище составляет 1,5:1. Избыток бо­гатой фосфором пиши приводит к вымыванию кальция из костей, а при избытке кальция развивается мочекаменная болезнь.

Зажигательная поверхность спичечного коробка покрыта смесью красно­го фосфора и порошка стекла. В состав спичечной головки входят окис­лители (PbO₂, КСlО₃, ВаСrO₄) и восстановители (S, Sb₂S₃). При трении о за­жигательную поверхность смесь, нанесённая на спичку, воспламеняется. Первые фосфорные спички — с головкой из белого фосфора — были созданы лишь в 1827 г. Такие спички загорались при трении о любую по­верхность, что нередко приводило к пожарам. Кроме того, белый фосфор очень ядовит. Описаны случаи отравления фосфорными спичками как из-за неосторожного обращения, так и с целью самоубийства: для этого дос­таточно было съесть несколько спичечных головок. Вот почему на смену фосфорным спичкам пришли безопасные, которые верно служат нам и по сей день. Промышленное производство безопасных спичек началось в Шве­ции в 60-х гг. XIX в.

В старину для добычи селитры использовали солевые наросты, покрывавшие сырые стены каменных постро­ек. В начале лета их соскребали, добавляли поташ и ва­рили, а затем кристаллизовали. Из смеси нитратов ам­мония и кальция, содержащихся в этих наростах, образовывался нитрат калия — калийная селитра:

2NH₄NO₃+К₂СО3®^t°2KNO₃+2NH₃+СО₂+Н₂О

Ca(NO₃)₂+К₂СО₃ ®^t°2KNO₃+СаСО₃.

Начиная с XV в. селитру стали получать из «сели­тряниц» — специальных ям, заполненных органически­ми отходами. Содержимое селитряниц, в которых об­разовывался нитрат аммония, подвергали варке с поташом.

Владимир Иванович Даль в «Толковом словаре жи­вого великорусского языка» (1882 г.) даёт следующие толкования слов «селитра», «поташ» и связанных с ни­ми понятий:

С азотной кислотой взаимодействуют практически все металлы разной хими­ческой активности (исключение состав­ляют благородные металлы — платина, золото, рутений, родий, осмий и ири­дий). В отличие от других кислот, в ре­акциях HNO₃ с металлами водород, как правило, не выделяется. Продуктами восстановления НNО₃ являются оксиды азота в различных степенях окисления, свободный азот или ион аммония — в зависимости от активности металла. Состав этих продуктов определяется концентрацией кислоты (чем она выше, тем в меньшей степени протекает вос­становление) и природой металла (чем активнее металл, тем полнее протекает восстановление кислоты). Следователь­но, наиболее полного восстановления (до иона аммония) можно добиться, ис­пользуя очень разбавленную, 1—3-про­центную, азотную кислоту.

Некоторые металлы (железо, хром, алюминий) при комнатной температу­ре с концентрированной азотной кис­лотой не взаимодействуют: они пасси­вируются, так как на их поверхности образуется тонкая защитная плёнка соли. Даже барий, активно реагиру­ющий с водой, может спокойно лежать на дне стакана с концентрированной азотной кислотой, поскольку покрыва­ется коркой нитрата бария, практи­чески нерастворимого в этой кислоте.

Глядя на литровые банки с бесцвет­ной, ничем не примечательной жид­костью, трудно представить, какая разрушительная сила таится за стек­лянными стенками. Азотная кисло­та — настолько сильный окислитель, что некоторые органические вещест­ва (в частности, скипидар) при сопри­косновении с ней воспламеняются.

Безводная азотная кислота HNO₃ — бесцветная летучая жидкость (t_кип=83 °С; из-за летучести безводную кислоту называют «дымящей») с рез­ким запахом. В лаборатории её полу­чают по методу Глаубера — действи­ем на селитру концентрированной серной кислоты. При нагревании азотная кислота переходит в пар, ко­торый конденсируется в приёмнике, охлаждаемом льдом.

В 30-х гг. XX в. химиками были получены ортонитраты — соли неизвест­ной в свободном виде ортоазотной кислоты H₃NO₄ (аналога ортофосфорной кислоты Н₃РО₄). Ортонитрат натрия образуется при сплавлении в те­чение нескольких дней нитрата и оксида натрия:

NaNO₃+Na₂O ®^300°C Na₃NO₄.

Вещество представляет собой бесцветные кристаллы, но, в отличие от ус­тойчивых ортофосфатов, легко разлагается на нитрат и гидроксид натрия в присутствии влаги воздуха.

Водный раствор аммиака считается слабым основанием, поскольку в нём гидроксид-ионы содержатся в небольшом количестве (по сравнению с вод­ными растворами сильных оснований — гидроксида натрия или гидрокси­да калия, которые полностью распадаются на ионы). Раньше низкую кон­центрацию гидроксид-ионов в водных растворах аммиака объясняли тем, что при взаимодействии аммиака с водой образуется гидроксид аммония NH₄OH, который и проявляет основные свойства:

NH₃•Н₂О=[NH₄OH]« NH₄⁺+ОН^-.

Но, как показали исследования, такого соединения не существует ни в водных растворах, ни в твёрдом виде. В водном растворе аммиак при­сутствует в основном в виде гидрата NH₃•nН₂О, в незначительной сте­пени распавшегося на ионы. Однако при низких температурах аммиак об­разует твёрдый гидрат NH₃•Н₂О с t_пл=-79 °С (такого же состава, что и гипотетическое основание NH₄OH), в структуре которого, безусловно, не содержится никаких ионов.

Кроме аммиака известно ещё несколько соединений азота с водородом. Одно из них — гидразин N2H4 — представляет собой бесцветную жидкость с запахом аммиака (tпл=2 °С, tкип=114 °С). Молекула гидразина напоми­нает молекулу пероксида водорода, так как состоит из двух одинаковых фрагментов, соединённых одинарной связью элемент — элемент (в дан­ном случае N—N). Как и аммиак, гидразин является сильным восстанови­телем, а также проявляет свойства основания: известны соли гидразония, например [N2H5]+Cl-. В отличие от аммиака, гидразин легко сгорает на воз­духе с выделением большого количества тепла. На этом основано исполь­зование гидразина (а также его органических производных, в частности 1,1 -диметилгидразина — гептила (CH3)2N—NH2) в качестве ракетного топ­лива. Так, топливом для лунного модуля «Аполлон-11» служила смесь рав­ных масс N2O4 (окислитель) и 1,1-диметилгидразина (восстановитель).

Особые химические свойства аммиа­ка — донорные свойства — обусловле­ны наличием неподелённой электрон­ной пары. Эту пару частица-донор использует при образовании ковалентной связи с частицей, имеющей вакант­ную орбиталь (акцептором). Так, NH₃ легко вступает в реакцию с кислотами. Летучие кислоты (например, соляная или азотная), контактируя с аммиаком, дают густой белый дым, который состо­ит из мельчайших кристаллов аммоний­ной соли. Катион аммония NH₄⁺ обра­зуется  по донорно-акиепторному механизму при взаимодействии сво­бодной электронной пары молекулы аммиака с вакантной s-орбиталыо иона водорода.

Селитра — природные нитраты на­трия и калия — была известна в Китае в первые века новой эры; её исполь­зовали для приготовления пороха и проведения фейерверков. Позже она упоминается в трудах европейских ал­химиков (латинские названия — nitro или sal nitri). Нагревая селитру с же­лезным купоросом — гептагидратом сульфата железа(П), — алхимики по­лучали азотную кислоту, которая дли­тельное время называлась по-латыни aqua fortis («крепкая вода»; в русских текстах обычно встречается термин «крепкая водка»):

4KNO₃+2(FeSO₄•7Н₂О) ®^t°Fe₂O₃+2K₂SO₄+2HNO₃­+2NO₂­+13H₂O.

Чистую азотную кислоту впервые получил немецкий химик Иоганн Ру­дольф Глаубер действуя на селитру купоросным маслом (концентриро­ванной серной кислотой):

KNO₃+H₂SO₄ (конц)®^t° KHSO₄+HNO₃­.

Античная легенда рассказывает, что на заточённую в башне кра­савицу Данаю Зевс снизошёл в виде золотого дождя.

«Золотой дождь» можно при желании создать самому. Для это­го получим осадок иодида свинца, действуя на ацетат свинца (свинцовый сахар) иодидом калия: Pb(CH₃COO)₂+2KI=PbI₂¯+2СН₃СООК. Образовавшийся осадок жёлтого цвета внесём в стакан с нагретой до кипения дистиллированной водой, в кото­рую предварительно добавим несколько капель уксуса. Жёлтый осадок растворится с образованием бесцветного раствора. При постепенном охлаждении из этого раство­ра начнёт выделяться иодид свинца в ви­де блестящих золотистых чешуек — пой­дёт «золотой дождь». Растворимость иодида свинца сильно зависит от темпера­туры: при 0 °С она составляет 0,044 г в 100 г воды, а при 100 °С — 0,436 г.

В Древнем Риме расплавленным свинцом заливали места стыков каменных блоков и труб водопровода (недаром в английском языке слово plumber — означает «водопроводчик»). Есть предположение, что именно поэтому мно­гие историки отмечали частые отравления водой среди римлян.

Свинцовыми листами покрывали крыши зданий. Свинец шёл на изго­товление печатей. Известны сосуды, отлитые из свинца. Плиний Старший в «Естественной истории» описывает и другие области применения это­го металла: «В медицине свинец сам по себе применяется для стягивания рубцов, а привязанные в области чресел и почек пластинки из него сво­ей более холодной природой сдерживают вожделения... Нерон... накла­дывая на грудь такие пластинки, громко произносил мелодекламации, по­казав этот способ для усиления голоса».