(XII в.) открыл фос­фор при перегонке мочи в смеси с глиной, известью и углём. Однако достоверное открытие и описание свойств этого вещества принадлежит гамбургскому алхимику-любителю Хеннигу Бранду (около 1630—1730). В 1669 г. Бранд был занят поиском ма­гической жидкости, с помощью кото­рой можно превращать неблагород­ные металлы в золото. В одном из экспериментов он пытался получить её из большого количества мочи, предварительно собранной в солдат­ских казармах. При нагревании этой жидкости Бранду удалось выделить тя­жёлое красное масло, которое перего­нялось с образованием твёрдого ос­татка. Нагревая последний без доступа воздуха, он заметил образование бе­лого дыма, оседавшего на стенках со­суда и ярко светившегося в темноте. Бранд и назвал полученное им веще­ство фосфором, что в переводе с гре­ческого означает «светоносец».

Ортофосфорная кислота является трёхосновной кислотой, средней силы по первой ступени и слабой по второй и третьей.

Всем этим трём анионам (РО₄^3-, НРО₄^2-, Н₂РО₄^-) соответствуют различные соли — кислые, средние или основные.

При смешении растворов хлорида кальция и ортофосфата натрия (среда сильнощелочная в результате гидроли­за соли) образуется осадок основного фосфата кальция — минерал апатит:

Строение ортофосфорной кислоты и метафосфорных кислот.

Оксид фосфора(IV) и фосфорную кислоту получил и иссле­довал немецкий химик Андреас Cuгизмунд Маргграф. Оксид фосфора (V) жадно поглощает воду, переходя в метафосфорную кислоту НРО₃, — на этом основано его ис­пользование в качестве осушителя. Известно несколько метафосфорных кислот с обшей формулой (НРО₃)_x, где х=4 (тетраметафосфорная кислота), 6 (гексаметафосфорная кислота) или бесконечности (полиметафосфорные кисло­ты). При кипячении раствора метафосфорных кислот свя­зи между отдельными фосфор-кислородными тетраэдрами разрываются, и метафосфорная кислота переходит в ортофосфорную кислоту H₃PO₄. В растворе для фосфорных кислот (в противоположность азотной кислоте) проявление окислительных свойств не характерно.

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.