У лабораторних умовах со добувають із форміатної кислоти дією на неї концентрованою сульфатною кислотою при нагріванні до 373 к:

.

СО має сильні відновні властивості; при нагріванні здатний віднов-лювати деякі метали з їх оксидів:

CO + 3Fe₂O₃  CO₂ + 2Fe₃О₄ ;

СО + Fe₃О₄  СО₂ + 3FeO;

CO + FeO  CO₂ + Fe.

Вуглекислий газ у промисловості одержують при обпалюванні вапняку:

CaCO₃  CaO + CO₂,

А в лабораторних умовах – при дії на мармур хлоридної кислоти:

СaCO₃ + 2HCl  CO₂ + H₂O + CaCl₂.

СО₂ – кислотний оксид, який взаємодіє з водою, основними оксидами, лугами та амоніаком:

СО₂ + Н₂О Н₂СО₃

СО₂ + СаО  СаСО₃

СО₂ + 2КОН  К₂СО₃ + Н₂О

СO₂ + 2NH₃ ® CO(NH₂)₂ + H₂O.

При розчиненні у воді СО₂ утворюється нестійку слабку карбонатну кислоту H₂CO₃, у розчині якої встановлюється рівновага:

CO₂ + Н₂О H₂CO₃

Як двохосновна кислота вона утворює середні (карбонати) та кислі (гідрогенкарбонати) солі. Карбонати і гідрогенкарбонати термічно нестійкі. При нагріванні гідрогенкарбонати переходять у карбонати:

2KHCO₃ K₂CO₃ + H₂O + CO₂.

Cолі карбонатної кислоти можуть бути отримані при дії на CO₂ лугів або за допомогою наступних обмінних реакцій:

КОН + CO₂  КНСО₃;

КНСО₃ + КОН  К₂СО₃ + Н₂О;

ВаCl₂ + Na₂CO₃  BaCO₃  + 2NaCl.

Карбонати дуже легко розкладаються під дією мінеральних та слабких органічних кислот

CaCO₃ + 2CH₃COOH  Ca(CH₃COO)₂ + CO₂ + H₂O.

Усі солі карбонатної кислоти, окрім солей лужних металів, амонію та деяких кислих солей, погано розчиняються у воді.

У сільському господарстві із сполук Карбону використовується для вапнування кислих грунтів вапняк СaCO₃; у рослинництві застосовують як інсектицид проти філоксери та деяких комах калій тіокарбонат К₂CS₃.

Нітроген та Фосфор є елементами VА групи періодичної системи. На зовнішньому енергетичному рівні атомів цих елементів знаходяться п’ять електронів s²p³, із них три р-електрона. Тому в звичайному стані вони мають валентність, яка дорівнює трьом. Ступінь окиснення Нітрогену в його сполуках змінюється в широких межах: від -3 до +5:

-3	-2	0	+1	+2	+3	+4	+5
NH3, NH4+	NH2– NH2	N2	N2O	NO	N2O3 HNO2	NO2 N2O4	N2O5 HNO3

Внаслідок міцності молекули азот хімічно малоактивний, при кімнатній температурі реагує лише з літієм, утворюючи літій нітрид:

6Li + N₂ → 2Li₃N

При високих температурах і в присутності каталізаторів Нітроген взаємодіє з неметалами (киснем, вуглецем, бором, кремнієм), досить легко сполучається з деякими металами (Mg, Ca, Ti) з утворенням нітридів:

З неметалами: N2 + O2 2NO↑ 2В + N2 2BN 3Si + 2N2 Si3N4

З металами: N2 + 3Mg → Mg3N2 N2 + 3Ca → Ca3N2

Взаємодією азоту з воднем при підвищених температурі та тиску (Т = 450-500С, Р = 30 мПа) в присутності залізного каталізатора в промисловості синтезують амоніак:

N₂ + 3H₂ 2NH₃

У лабораторії амоніак отримують нагріванням суміші амоній хлориду з кальцій гідроксидом:

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ → 2NH₃↑ + 2H₂O + CaCl₂

У хімічному відношенні амоніак доволі активний і виявляє лише відновні властивості:

4 NH3 + O2 4NO + 6H2O 4NH3 + 3O2 2N2 + 6H2O

NH3 + Са → СаNН + H2 2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl

Амоніак легко розчиняється у воді з утворенням амоній гідроксиду – слабкої основи:

NH₃ + H₂O NH₄OH

З аніонами кислот іон амонію утворює тверді кристалічні добре розчинні речовини – солі амонію:

NH₄OH + Н₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄ + 2H₂O

2NH₃ (надл.) + H₃PO₄ → (NH₄)₃РО₄

NH₃ + H₂O + CO₂ → NH₄HCO₃

Сухі амонійні солі при нагріванні розкладаються на амоніак та кислоту (цей процес називається термічною дисоціацією):

NH₄Cl → NH₃ + HCl

З Оксигеном Нітроген утворює ряд оксидів: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₄, N₂O₅. Нітроген (III) оксид – кислотний оксид, який легко поглина-ється лугами утворюючи нітрити:

N₂O₃ + 2NaOH → 2NaNO₃ + H₂O

Дією на нітрити розведеною сульфатною кислотою утворюють нітритну кислоту:

2NaNO₂ + H₂SO₄ → 2HNO₂ + Na₂SO₄

Нітритна кислота HNO₂ – кислота середньої сили, яка існує лише в дуже розведених водних розчинах. При нагріванні ця кислота розклада-ється:

2HNO₂ NO₂ + NO + H₂O.

Нітритна кислота і її солі нітрити мають окисно-відновні властивості, Нітрити доволі стійкі і добре розчинні у воді.

Нітроген (V) оксид N₂O₅ має сильні окисні властивості. При розчиненні у воді він утворює сильну нітратну кислоту:

N₂O₅ + Н₂О  2HNO₃.

У водному розчині нітратна кислота дисоціює майже повністю:

HNО₃ → H⁺ + NО₃^-

Вона реагує з оксидами та гідроксидами, з солями і неметалами:

2HNO₃ + CaO → Ca(NO₃)₂ + H₂O

2HNO₃ + Ca(OH)₂ → Ca(NO₃)₂ + 2H₂O

2HNO₃ + CaСO₃ → Ca(NO₃)₂ + H₂O + СО₂↑

5HNO₃ + Р → Н₃РО₄ + 5NO₂↑ + H₂O

6HNO₃ + S → 6NO₂↑ + Н₂SО₄ + 2H₂O

4HNO₃ + 3C → 4NO + 3CO₂ + 2H₂O

При взаємодії нітратної кислоти з металами утворюється сіль; водень, як правило, не виділяється: він окиснюється, утворюючи воду. Кислота в залежності від її концентрації та активності металу, може відновлюватись до сполук:

HNO₃ → NO₂ → HNO₂ → NO → N₂O → N₂ → NH₃(NH₄NO₃).

Нітроген – один із хімічних елементів-органогенів, необхідних для росту і життєдіяльності рослин. Незважаючи на те, що повітря містить 79% азоту, існує досить серйозна проблема його нестачі у грунті, внаслідок якої спостерігається затримка росту, ненормальний розвиток та інші хвороби рослин. Молекули органічних речовин, що містять азот, виявляють функціональну активність по відношенню до безлічі реакцій живої клітини, а також структуроутворюючу здатність.

Солі нітратної кислоти (нітрати) використовуються у сільському господарстві як добрива. Нітрати кальцію, калію, амонію та кальцію називають селітрами.

Фосфор належить до поширених у природі хімічних елементів. Він входить до складу білків, тому без нього не можуть існувати живі організми. В рослинах він зосереджений у плодах та насінні. Внаслідок своєї високої хімічної активності у вільному стані не зустрічається. У зв’язку з тим, що Фосфор у природних сполуках знаходиться в найвищому ступені окиснення (+5), для одержання у вільному стані його необхідно відновити. У ролі відновника використовують вуглець:

Ca₃(PO₄)₂ + 5C + 3SiO₂ → 3CaSiO₂ + 2P + 5CO↑

Фосфор утворює декілька алотропних модифікацій, найважливіші з них: білий (отрута), червоний і чорний фосфор.

При взаємодії з металами виявляє окисні властивості:

3Ca + 2Р → Сa₃P₂

В реакціях з активними неметалами (киснем, галогенами, сіркою) Фосфор виступає як відновник.

4Р + 5О2 2Р2О5 2Р + 5Сl2 → 2PCl5 2Р + 3S → P2S3

4Р + 3О2 2Р2О3 2Р + 3Сl2 → 2PCl3 2Р + 5S → P2S5

З воднем фосфор безпосередньо не взаємодіє, але утворює летку при звичайній температурі сполуку – фосфін PH₃. Це безбарвний, отруйний газ. За аналогією з амоніаком він взаємодіє з сильними кислотами, утворюючи солі фосфонію:

PH₃ + HClO₄ → PH₄ClO₄

Фосфін – сильник відновник. На повітрі окиснюється до ортофосфатної кислоти:

PH₃ + 2О₂ → Н₃РО₄

Фосфор утворює з киснем ряд оксидів, серед яких головними є Р₂О₃ і Р₂О₅. Фосфор (III) оксид Р₂О₃ – кислотний оксид, який при взаємодії з водою утворює фосфітну кислоту:

Р₂О₃ + Н₂О → 2Н₃РО₃

Фосфітна кислота – кислота середньої сили, що має окисно-відновні властивості:

Н₃РО₃ + 3Zn + 3H₂SO₄ → РH₃ + 3ZnSO₄ + 3H₂O

Н₃РО₃ + Cl₂ + H₂O → Н₃РО₄ + 2HCl

Фосфітна кислота утворює два типи солей – кислі (гідрогенфосфіти) та середні (фосфіти). Більшість солей фосфітної кислоти нерозчинні у воді.

Фосфор (V) оксид Р₂О₅ одержують при повному згорянні фосфору у присутності повітря або кисню:

4P + 5O₂ → 2Р₂О₅

Р₂О₅ – у хімічному відношенні кислотний оксид, це типовий ангідрид групи фосфорних кислот:

Р₂О₅ + Н₂О → 2НРО₃ – метафосфатна кислота

Р₂О₅ + 2Н₂О → Н₄Р₂О₇ – дифосфатна кислота

Р₂О₅ + 3Н₂О → 2Н₃РО₄ – ортофосфатна кислота

Найважливішою з усіх кислот фосфору є ортофосфатна кислота – кислота середньої сили:

Н₃РО₄ + 3СаО → Са₃(РО₄)₂ + 3Н₂О

Н₃РО₄ + КОН → КН₂РО₄ + Н₂О

Н₃РО₄ + 2КОН → К₂НРО₄ + 2Н₂О

Н₃РО₄ + 3КОН → К₃РО₄ + 3Н₂О

3СаСО₃ + 2Н₃РО₄ → Са₃(РО₄)₂ + 3Н₂О + 3СО₂↑

Фосфор належить до елементів-органогенів і відіграє дуже важливу роль у обміні речовин. Він входить до складу протоплазми живої клітини, хро­мосом, вітамінів, ферментів; бере участь в утворенні білків та вуглеводів у рослинних організмах.

У сільському господарстві щироко застосовуються фосфорні добрива, найголовнішими із яких яких є наступні:

CaSO₄ + Ca(H₂PO₄)₂ – проcтий суперфосфат

Ca(H₂PO₄)₂ – подвійний суперфосфат

(NH₄)₂HPO₄ + NH₄H₂PO₄ – aмофос

CaHPO₄  2H₂O – преципітат