硝酸

硝酸（英語：Nitric acid ）為強酸，化學式HNO₃，水溶液俗稱硝鏹水。硝酸是重要的化工原料。純硝酸為無色液體，沸點83℃，味苦，在−42℃時凝結為無色晶體，與水混溶，有強氧化性和腐蝕性。其不同濃度水溶液性質有別，市售濃硝酸為共沸物，溶質質量分數為69.2%，一大氣壓沸點為121.6℃，密度1.42g·cm⁻³，約16mol·L⁻¹，溶質重量百分比夠大（市售濃度最高為98%以上）的叫發煙硝酸。

硝酸
IUPAC名 Nitric acid
別名	硝鏹水
識別
CAS號	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編號	2031
EINECS	231-714-2
ChEBI	48107
RTECS	QU5775000
KEGG	D02313
MeSH	Nitric+acid
性質
化學式	HNO3
摩爾質量	63.012 g·mol⁻¹
外觀	無色清澈液體
密度	1.51 g/cm³
熔點	-42 °C（231 K）
沸點	83 °C（356 K）（純酸) (68%aq沸點120.5℃）
溶解性（水）	完全混溶
偶極矩	2.17±0.02D
危險性
歐盟危險性符號 氧化性 O 腐蝕性 C
H-術語	H272, H300, H310, H330, H373, H411
P-術語	P210, P220, P260, P305+351+338, P310, P370+378
NFPA 704	0 4 0 OX
閃點	不可燃
相關物質
相關化學品	亞硝酸 五氧化二氮
若非註明，所有數據均出自標準狀態（25 ℃，100 kPa）下。

硝酸的酸酐是五氧化二氮（N₂O₅）。

歷史

硝酸和硫酸一樣由公元8世紀阿拉伯鍊金術士阿布·穆薩·賈比爾·伊本·哈揚（Jabir ibn Hayyan）在乾餾綠礬和硝石混合物時發現，也是化學肥料。^[1]硝酸在硝石中發現，故叫硝酸不叫氮酸。

自然存在

雷雨時能生成少量硝酸。打雷放出的能量讓空氣中的N₂和O₂高溫反應，生成NO：

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

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

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

NO₂和水反應生成硝酸：

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

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

實驗室中，用火焰可以產生少量硝酸，如用高壓電與火花隙進行弧光放電效率更高，在工業中曾經用於伯克蘭-艾德法。但因效率低，電能消耗大而不再使用。

有些海鞘（Ciona intestinalis）也能分泌硝酸禦敵^[2]。

結構

硝酸是平面分子，中心的氮原子為sp²雜化。羥基的氫原子與另外一粒氧原子形成氫鍵，分子呈平面結構，而且氮的三根鍵長都不相同。氮原子垂直於分子平面的一條p軌道是滿的，它與未連接氫的兩粒氧原子上的p軌道共軛，形成${\displaystyle \Pi _{3}^{4}}$大Π鍵。分子內氫鍵也是硝酸沸點較低的原因。

硝酸是含氧酸，去掉一粒氫原子的結構是硝酸根，一般帶一粒負電荷（硝酸根離子）。硝酸根有對稱的平面等邊三角形結構，4粒原子形成大${\displaystyle \Pi _{4}^{6}}$鍵，多出來的1粒電子在離域Π鍵裏。^{[來源請求]}

硝酸去掉一組羥基的結構是硝基－NO₂。硝基的正離子叫硝酰正離子。

物理性質

純硝酸為無色、易揮發液體，沸點約83℃，凝固點約−42℃，密度為1.51g/ml。可以與水互溶。硝酸是二氧化氮溶於水生成，但二氧化氮溶於水並不會完全水解成硝酸，會有少量二氧化氮分子留存，因此硝酸水溶液呈淡黃色，也會揮發出棕紅色的NO₂。一般的濃硝酸指的是16mol/L的HNO₃水溶液，密度為1.42g/ml。

• 
  發煙硝酸
• 
  70％硝酸

化學性質

純硝酸可以自偶電離：2HNO₃　⇌　H₂O＋NO₂⁺＋NO₃⁻

硝酸作為氮的最高價（＋5）水化物，其酸性很強，一般情況認為硝酸在水溶液中完全電離。硝酸可以與醇酯化反應，如製備硝酸甘油。（實際會用濃硫酸生成大量NO₂⁺），成本較低且較易處理，與其他更強的脫水劑，例如P₄O₁₀，也可以生成大量硝酰陽離子，這是硝化反應的本質。

HNO₃＋H₂O　→　H₃O⁺＋NO₃⁻（水中）

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

硝酸的水溶液無論濃稀均有強氧化力及腐蝕力，溶液越濃其氧化力越強。硝酸經光照分解成水、NO₂和O₂，方程式如下：

4HNO₃　→　4NO₂＋O₂＋2H₂O

一定要盛放在棕色瓶中，並置於陰涼處保存。硝酸能溶解多種金屬（例如銀），生成鹽、水、氮氧化物。隨着溶液變稀，其還原產物逐漸由高價向低價過渡，從最濃到最稀可生成NO₂、NO、N₂O、N₂、NH₄NO₃、H₂。還原產物一般是混合物，金屬與濃硝酸反應多生成NO₂，與稀硝酸反應生成如NO等較低價化合物。

鐵、鋁、鉻等金屬遇冷的濃硝酸可以鈍化，只在表面形成緻密的氧化膜，不會繼續反應。

濃硝酸和濃鹽酸的物質量按1比3混合，即為王水，能溶解金、鉑等穩定金屬。

硝酸鹽大多易遇熱分解，生成氧氣、氮氧化物、金屬氧化物（中途也可能生成亞硝酸鹽等）。

硝酸銨中的硝酸根與銨根，平均能量大於有其平均價數之一氧化二氮，在固態時均化反應（動力學所限，在溶液內不反應）（即加熱或撞擊分解生成一氧化二氮和水），一般使用現代合成炸藥引爆，威力與TNT相去不遠，但成本極低，因此用於國防工業及工程而獲美譽「國防工業之母」（主要製造硝基含能化合物（現代合成炸藥）。硝酸鉀就是黑火藥的成分之一）。

硝酸也屬強酸，可以和鹼酸鹼中和反應。

HNO₃＋NaOH　→　NaNO₃＋H₂O

上為硝酸和氫氧化鈉的複分解反應。

製備

歷史上，曾使用伯克蘭-艾德法，但因能耗大、效率低，後被取代。

現代工業用二氧化氮與水混合製備硝酸：奧士華法。其原料二氧化氮是由氨氧化而得，硝酸工業與製氨工業密不可分。

${\displaystyle {\ce {4NH3(g) + 5O2(g) -> 4NO(g) + 6H2O(g)}}}$（鉑銠催化）（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)

總式：${\displaystyle {\ce {NH3(g) + 2O2(g) -> H2O(l) + HNO3(aq)}}}$（鉑銠催化）

反覆把生成的氣體通入水中即可得到甚純的硝酸，不過工業一般用稀硝酸吸收二氧化氮。這樣製得的硝酸濃度通常為68%。

製備純硝酸

製造純硝酸則是把濃硫酸與硝酸鹽混合加熱，反應式為：

NaNO₃＋H₂SO₄　→　NaHSO₄＋HNO₃

其二步反應是硫酸氫鹽與硝酸鹽反應，值得注意的是，反應溫度更高，硝酸會分解，影響產率。

人體影響

硝酸不論濃稀溶液都有氧化力和腐蝕力，對人很危險，僅濺到皮膚上也會引起嚴重燒傷。皮膚接觸硝酸後會慢慢變黃，最後變黃的表皮會起皮脫落（硝酸和蛋白質接觸後，會引起黃蛋白反應而變性）。此外，濃硝酸需以深色玻璃瓶盛裝，避免受到光照反應釋出有毒NO₂。

與金屬反應

一般的酸與活潑金屬反應生成氫氣：

2HCl（水）＋Zn（固）　→　ZnCl₂（水）＋H₂（氣）

硝酸根（NO₃⁻）的氧化力比氫離子（H⁺）強，硝酸與金屬反應不會生成氫氣。

濃硝酸（約16mol/L）與金屬反應，主要生成紅棕色的二氧化氮氣體：

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

稀硝酸（約6mol/L）與金屬反應，主要生成一氧化氮氣體：

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

更稀的硝酸（約2mol/L以下）與金屬反應，產物從一氧化二氮到氮氣到銨根離子不等。

普遍認為，硝酸與金屬反應時，各還原產物（NO₂、NO、N₂O、N₂、NH₃）都可以生成。但硝酸、水、氮氧化物、亞硝酸、連二次硝酸等物質間的多對平衡，不同濃度硝酸的還原產物有很大差異。

極稀硝酸和活潑金屬生成氫氣的說法沒有得到證實。^{[來源請求]}

工業用途

硝酸在工業和實驗室都是很常用的酸。

作為硝酸鹽和硝酸酯的必需原料，硝酸用來製取硝酸銨、硝酸鉀等一系列硝酸鹽類氮肥；也用來製取三硝基甲苯（TNT）、硝化甘油等硝酸酯類或含硝基的炸藥。

它同時是氧化劑和酸，也用來精煉金屬：先把不純的金屬氧化成硝酸鹽，排除雜質後再還原。

參見

• 硝酸鹽
• 亞硝酸、連二次硝酸
• 鏹水——硫酸、鹽酸、硝酸

註釋

1. Nitric Acid. [2020-09-15]. （原始內容存檔於2010-01-29）.
2. P. W. Atkins, Molecules, 1987, ISBN 0-7167-5019-8