El ácido nítrico, (HNO3), líquido incoloro, humeante y muy corrosivo (punto de congelación -42 °C , punto de ebullición 83 °C ) que es un reactivo común de laboratorio y un importante producto químico industrial para la fabricación de fertilizantes y explosivos. Es tóxico y puede causar quemaduras graves.
La preparación y el uso del ácido nítrico eran conocidos por los primeros alquimistas. Un proceso común de laboratorio utilizado durante muchos años, atribuido a un químico alemán, Johann Rudolf Glauber (1648), consistía en calentar nitrato de potasio con ácido sulfúrico concentrado. En 1776 Antoine-Laurent Lavoisier demostró que contenía oxígeno, y en 1816 Joseph-Louis Gay-Lussac y Claude-Louis Berthollet establecieron su composición química.
El principal método de fabricación del ácido nítrico es la oxidación catalítica del amoníaco. En el método desarrollado por el químico alemán Wilhelm Ostwald en 1901, el gas amoníaco se oxida sucesivamente a óxido nítrico y dióxido de nitrógeno mediante aire u oxígeno en presencia de un catalizador de gasa de platino. El dióxido de nitrógeno se absorbe en agua para formar ácido nítrico. La solución resultante de ácido en agua (alrededor del 50-70 por ciento en peso de ácido) puede deshidratarse por destilación con ácido sulfúrico.
El ácido nítrico se descompone en agua, dióxido de nitrógeno y oxígeno, formando una solución de color amarillo pardo. Es un ácido fuerte, completamente ionizado en iones hidronio (H3O+) y nitrato (NO3-) en solución acuosa, y un potente agente oxidante (que actúa como aceptor de electrones en reacciones de oxidación-reducción). Entre las muchas reacciones importantes del ácido nítrico están: la neutralización con amoníaco para formar nitrato de amonio, un componente importante de los fertilizantes; la nitración del glicerol y el tolueno, formando los explosivos nitroglicerina y trinitrotolueno (TNT), respectivamente; la preparación de nitrocelulosa; y la oxidación de metales a los óxidos o nitratos correspondientes.