حمض النيتريك ، (HNO 3) ، سائل عديم اللون ، دخان ومسبب للتآكل الشديد (نقطة التجمد −42 درجة مئوية [−44 درجة فهرنهايت] ، نقطة الغليان 83 درجة مئوية [181 درجة فهرنهايت]) وهي كاشف مخبري شائع ومهم مادة كيميائية صناعية لصناعة الأسمدة والمتفجرات. وهي سامة ويمكن أن تسبب حروقا شديدة.
أكسجين: حمض النيتريك وأملاح النترات
كان حمض النيتريك HNO3 معروفًا للكيميائيين في القرن الثامن باسم "aqua fortis" (الماء القوي). يتم تشكيله
عُرف إعداد واستخدام حمض النيتريك لدى الخيميائيين الأوائل. عملية مختبرية شائعة تستخدم لسنوات عديدة ، منسوبة إلى الكيميائي الألماني ، يوهان رودولف جلوبر (1648) ، تتكون من تسخين نترات البوتاسيوم مع حمض الكبريتيك المركز. في عام 1776 أظهر أنطوان لوران لافوازييه أنه يحتوي على الأكسجين ، وفي عام 1816 أسس جوزيف لويس غاي لوساك وكلود لويس برتولت تركيبه الكيميائي.
الطريقة الرئيسية لتصنيع حمض النتريك هي الأكسدة الحفازة للأمونيا. في الطريقة التي طورها الكيميائي الألماني فيلهلم أوستوالد في عام 1901 ، يتأكسد غاز الأمونيا على التوالي إلى أكسيد النيتريك وثاني أكسيد النيتروجين عن طريق الهواء أو الأكسجين في وجود محفز الشاش البلاتيني. يتم امتصاص ثاني أكسيد النيتروجين في الماء لتشكيل حمض النيتريك. يمكن تجفيف محلول الحمض في الماء الناتج (حوالي 50-70 بالمائة بالوزن بحمض) عن طريق التقطير باستخدام حمض الكبريتيك.
يتحلل حمض النيتريك في الماء وثاني أكسيد النيتروجين والأكسجين ، مشكلاً محلول أصفر بني. إنه حمض قوي ، يتأين تمامًا إلى أيونات الهيدرونيوم (H 3 O +) والنترات (NO 3 -) في محلول مائي ، وعامل مؤكسد قوي (عامل يعمل كمستقبل إلكتروني في تفاعلات تقليل الأكسدة). من بين العديد من التفاعلات الهامة لحمض النيتريك ما يلي: تحييد الأمونيا لتكوين نترات الأمونيوم ، وهو مكون رئيسي من الأسمدة. نيترة الجلسرين والتولوين ، لتشكيل المتفجرات النتروجليسرين وثلاثي النتروتولوين (TNT) ، على التوالي ؛ تحضير النيتروسليلوز. وأكسدة المعادن للأكاسيد أو النترات المقابلة.
