硝酸

硝酸（英语：Nitric acid ）为强酸，化学式HNO₃，水溶液俗称硝镪水。硝酸是重要的化工原料。纯硝酸为无色液体，沸点83℃，味苦，在−42℃时凝结为无色晶体，与水混溶，有强氧化性和腐蚀性。其不同浓度水溶液性质有别，市售浓硝酸为共沸物，溶质质量分数为69.2%，一大气压沸点为121.6℃，密度1.42g·cm⁻³，约16mol·L⁻¹，溶质重量百分比够大（市售浓度最高为98%以上）的叫发烟硝酸。

硝酸
IUPAC名 Nitric acid
别名	硝镪水
识别
CAS号	7697-37-2  Y
PubChem	944
ChemSpider	919
SMILES	O[N+](=O)[O-]
InChI	1/HNO3/c2-1(3)4/h(H,2,3,4)
InChIKey	GRYLNZFGIOXLOG-UHFFFAOYAO
Gmelin	1576
3DMet	B00068
UN编号	2031
EINECS	231-714-2
ChEBI	48107
RTECS	QU5775000
KEGG	D02313
MeSH	Nitric+acid
性质
化学式	HNO3
摩尔质量	63.012 g·mol⁻¹
外观	无色清澈液体
密度	1.51 g/cm³
熔点	-42 °C（231 K）
沸点	83 °C（356 K）（纯酸) (68%aq沸点120.5℃）
溶解性（水）	完全混溶
偶极矩	2.17±0.02D
危险性
欧盟危险性符号 氧化性 O 腐蚀性 C
H-术语	H272, H300, H310, H330, H373, H411
P-术语	P210, P220, P260, P305+351+338, P310, P370+378
NFPA 704	0 4 0 OX
闪点	不可燃
相关物质
相关化学品	亚硝酸 五氧化二氮
若非注明，所有数据均出自标准状态（25 ℃，100 kPa）下。

硝酸的酸酐是五氧化二氮（N₂O₅）。

历史

硝酸和硫酸一样由公元8世纪阿拉伯炼金术士阿布·穆萨·贾比尔·伊本·哈扬（Jabir ibn Hayyan）在干馏绿矾和硝石混合物时发现，也是化学肥料。^[1]硝酸在硝石中发现，故叫硝酸不叫氮酸。

自然存在

雷雨时能生成少量硝酸。打雷放出的能量让空气中的N₂和O₂高温反应，生成NO：

${\displaystyle {\ce {N2 + O2 -> 2NO}}}$

${\displaystyle {\ce {2NO + O2 -> 2NO2}}}$

${\displaystyle {\ce {N2 + 2O2 -> 2NO2}}}$

NO₂和水反应生成硝酸：

无氧时：${\displaystyle {\ce {3NO2 + H2O -> 2HNO3 + NO}}}$

含氧时：${\displaystyle {\ce {4NO2 + O2 + 2H2O -> 4HNO3}}}$

实验室中，用火焰可以产生少量硝酸，如用高压电与火花隙进行弧光放电效率更高，在工业中曾经用于伯克兰-艾德法。但因效率低，电能消耗大而不再使用。

有些海鞘（Ciona intestinalis）也能分泌硝酸御敌^[2]。

结构

硝酸是平面分子，中心的氮原子为sp²杂化。羟基的氢原子与另外一粒氧原子形成氢键，分子呈平面结构，而且氮的三根键长都不相同。氮原子垂直于分子平面的一条p轨道是满的，它与未连接氢的两粒氧原子上的p轨道共轭，形成${\displaystyle \Pi _{3}^{4}}$大Π键。分子内氢键也是硝酸沸点较低的原因。

硝酸是含氧酸，去掉一粒氢原子的结构是硝酸根，一般带一粒负电荷（硝酸根离子）。硝酸根有对称的平面等边三角形结构，4粒原子形成大${\displaystyle \Pi _{4}^{6}}$键，多出来的1粒电子在离域Π键里。^{[来源请求]}

硝酸去掉一组羟基的结构是硝基－NO₂。硝基的正离子叫硝酰正离子。

物理性质

纯硝酸为无色、易挥发液体，沸点约83℃，凝固点约−42℃，密度为1.51g/ml。可以与水互溶。硝酸是二氧化氮溶于水生成，但二氧化氮溶于水并不会完全水解成硝酸，会有少量二氧化氮分子留存，因此硝酸水溶液呈淡黄色，也会挥发出棕红色的NO₂。一般的浓硝酸指的是16mol/L的HNO₃水溶液，密度为1.42g/ml。

• 
  发烟硝酸
• 
  70％硝酸

化学性质

纯硝酸可以自偶电离：2HNO₃　⇌　H₂O＋NO₂⁺＋NO₃⁻

硝酸作为氮的最高价（＋5）水化物，其酸性很强，一般情况认为硝酸在水溶液中完全电离。硝酸可以与醇酯化反应，如制备硝酸甘油。（实际会用浓硫酸生成大量NO₂⁺），成本较低且较易处理，与其他更强的脱水剂，例如P₄O₁₀，也可以生成大量硝酰阳离子，这是硝化反应的本质。

HNO₃＋H₂O　→　H₃O⁺＋NO₃⁻（水中）

HO－NO₂＋2H₂SO₄　→　NO₂⁺＋2HSO₄⁻＋H₃O⁺（浓硫酸中）

硝酸的水溶液无论浓稀均有强氧化力及腐蚀力，溶液越浓其氧化力越强。硝酸经光照分解成水、NO₂和O₂，方程式如下：

4HNO₃　→　4NO₂＋O₂＋2H₂O

一定要盛放在棕色瓶中，并置于阴凉处保存。硝酸能溶解多种金属（例如银），生成盐、水、氮氧化物。随着溶液变稀，其还原产物逐渐由高价向低价过渡，从最浓到最稀可生成NO₂、NO、N₂O、N₂、NH₄NO₃、H₂。还原产物一般是混合物，金属与浓硝酸反应多生成NO₂，与稀硝酸反应生成如NO等较低价化合物。

铁、铝、铬等金属遇冷的浓硝酸可以钝化，只在表面形成致密的氧化膜，不会继续反应。

浓硝酸和浓盐酸的物质量按1比3混合，即为王水，能溶解金、铂等稳定金属。

硝酸盐大多易遇热分解，生成氧气、氮氧化物、金属氧化物（中途也可能生成亚硝酸盐等）。

硝酸铵中的硝酸根与铵根，平均能量大于有其平均价数之一氧化二氮，在固态时均化反应（动力学所限，在溶液内不反应）（即加热或撞击分解生成一氧化二氮和水），一般使用现代合成炸药引爆，威力与TNT相去不远，但成本极低，因此用于国防工业及工程而获美誉“国防工业之母”（主要制造硝基含能化合物（现代合成炸药）。硝酸钾就是黑火药的成分之一）。

硝酸也属强酸，可以和碱酸碱中和反应。

HNO₃＋NaOH　→　NaNO₃＋H₂O

上为硝酸和氢氧化钠的复分解反应。

制备

历史上，曾使用伯克兰-艾德法，但因能耗大、效率低，后被取代。

现代工业用二氧化氮与水混合制备硝酸：奥士华法。其原料二氧化氮是由氨氧化而得，硝酸工业与制氨工业密不可分。

${\displaystyle {\ce {4NH3(g) + 5O2(g) -> 4NO(g) + 6H2O(g)}}}$（铂铑催化）（ΔH＝−905.2kJ/mol）

${\displaystyle {\ce {2NO(g) + O2(g) -> 2NO2(g)}}}$ (ΔH=−114kJ/mol)

${\displaystyle {\ce {3NO2(g) + H2O(l) -> 2HNO3(aq) + NO(g)}}}$(ΔH=−117kJ/mol)

总式：${\displaystyle {\ce {NH3(g) + 2O2(g) -> H2O(l) + HNO3(aq)}}}$（铂铑催化）

反复把生成的气体通入水中即可得到甚纯的硝酸，不过工业一般用稀硝酸吸收二氧化氮。这样制得的硝酸浓度通常为68%。

制备纯硝酸

制造纯硝酸则是把浓硫酸与硝酸盐混合加热，反应式为：

NaNO₃＋H₂SO₄　→　NaHSO₄＋HNO₃

其二步反应是硫酸氢盐与硝酸盐反应，值得注意的是，反应温度更高，硝酸会分解，影响产率。

人体影响

硝酸不论浓稀溶液都有氧化力和腐蚀力，对人很危险，仅溅到皮肤上也会引起严重烧伤。皮肤接触硝酸后会慢慢变黄，最后变黄的表皮会起皮脱落（硝酸和蛋白质接触后，会引起黄蛋白反应而变性）。此外，浓硝酸需以深色玻璃瓶盛装，避免受到光照反应释出有毒NO₂。

与金属反应

一般的酸与活泼金属反应生成氢气：

2HCl（水）＋Zn（固）　→　ZnCl₂（水）＋H₂（气）

硝酸根（NO₃⁻）的氧化力比氢离子（H⁺）强，硝酸与金属反应不会生成氢气。

浓硝酸（约16mol/L）与金属反应，主要生成红棕色的二氧化氮气体：

Zn（固）＋4HNO₃（水）　→　Zn(NO₃)₂（水）＋2NO₂（气）＋2H₂O（液）

稀硝酸（约6mol/L）与金属反应，主要生成一氧化氮气体：

3Zn（固）＋8HNO₃（水）　→　3Zn(NO₃)₂（水）＋2NO（气）＋4H₂O（液）

更稀的硝酸（约2mol/L以下）与金属反应，产物从一氧化二氮到氮气到铵根离子不等。

普遍认为，硝酸与金属反应时，各还原产物（NO₂、NO、N₂O、N₂、NH₃）都可以生成。但硝酸、水、氮氧化物、亚硝酸、连二次硝酸等物质间的多对平衡，不同浓度硝酸的还原产物有很大差异。

极稀硝酸和活泼金属生成氢气的说法没有得到证实。^{[来源请求]}

工业用途

硝酸在工业和实验室都是很常用的酸。

作为硝酸盐和硝酸酯的必需原料，硝酸用来制取硝酸铵、硝酸钾等一系列硝酸盐类氮肥；也用来制取三硝基甲苯（TNT）、硝化甘油等硝酸酯类或含硝基的炸药。

它同时是氧化剂和酸，也用来精炼金属：先把不纯的金属氧化成硝酸盐，排除杂质后再还原。

参见

• 硝酸盐
• 亚硝酸、连二次硝酸
• 镪水——硫酸、盐酸、硝酸

注释

1. Nitric Acid. [2020-09-15]. （原始内容存档于2010-01-29）.
2. P. W. Atkins, Molecules, 1987, ISBN 0-7167-5019-8