Acido nitrico, (HNO3), liquido incolore, fumante e altamente corrosivo (punto di congelamento -42 °C , punto di ebollizione 83 °C ) che è un comune reagente di laboratorio e un importante prodotto chimico industriale per la fabbricazione di fertilizzanti ed esplosivi. È tossico e può causare gravi ustioni.
La preparazione e l’uso dell’acido nitrico erano noti ai primi alchimisti. Un processo di laboratorio comune utilizzato per molti anni, attribuito a un chimico tedesco, Johann Rudolf Glauber (1648), consisteva nel riscaldare il nitrato di potassio con acido solforico concentrato. Nel 1776 Antoine-Laurent Lavoisier dimostrò che conteneva ossigeno, e nel 1816 Joseph-Louis Gay-Lussac e Claude-Louis Berthollet stabilirono la sua composizione chimica. Nel metodo sviluppato dal chimico tedesco Wilhelm Ostwald nel 1901, l’ammoniaca gassosa è ossidata successivamente a ossido nitrico e diossido di azoto dall’aria o dall’ossigeno in presenza di un catalizzatore di garza di platino. Il diossido di azoto viene assorbito in acqua per formare acido nitrico. La soluzione acido-in-acqua risultante (circa 50-70 per cento in peso di acido) può essere disidratata per distillazione con acido solforico.
L’acido nitrico si decompone in acqua, biossido di azoto e ossigeno, formando una soluzione giallo brunastra. È un acido forte, completamente ionizzato in ioni idronio (H3O+) e nitrato (NO3-) in soluzione acquosa, e un potente agente ossidante (uno che agisce come accettore di elettroni nelle reazioni di ossido-riduzione). Tra le molte importanti reazioni dell’acido nitrico ci sono: la neutralizzazione con l’ammoniaca per formare nitrato di ammonio, uno dei principali componenti dei fertilizzanti; la nitrazione di glicerolo e toluene, formando rispettivamente gli esplosivi nitroglicerina e trinitrotoluene (TNT); la preparazione della nitrocellulosa; e l’ossidazione dei metalli ai corrispondenti ossidi o nitrati.