Voir la source de Acide nitrique

{{paronyme|Acidenitrix}}
{{Infobox Chimie
 | nom                      = Acide nitrique
 | image                    = 
 | taille image             = 200 <!-- plus besoin de préciser px-->
 | alternative              = 
 | image2                   = 
 | taille image2            = 200
 | alternative2             = 
 | images                   = [[Fichier:Nitric acid resonance median.png|125px]][[Fichier:Nitric-acid-3D-balls-B.png|125px]]<br>[[Fichier:Nitric-acid-resonance-A.png|225px]]<br>[[Fichier:Nitric-acid-2D-dimensions.svg|225px]]
 | légende                  = Structure de l'acide nitrique.
<!-- Général -->
 | DCI                      = 
 | nomIUPAC                 = 
 | synonymes                = 
 | CAS                      = {{CAS|7|6|9|7|3|7|2}}
 | ECHA                     = 100.028.832
 | EINECS                   = {{EINECS|2|3|1|7|1|4|2}}
 | RTECS                    = {{RTECS|QU5775000}}
 | ATC                      = {{ATC|}} {{ATCvet|}}
 | DrugBank                 = 
 | PubChem                  = {{CID|944}}{{SID|}}
 | chEBI                    = 48107
 | NrE                      = {{NrE|}}
 | FEMA                     = {{FEMA|}}
 | SMILES                   = [N+](=O)(O)[O-]
 | InChI                    = 
 | InChIKey                 = 
 | StdInChI                 = 1S/HNO3/c2-1(3)4/h(H,2,3,4)
 | StdInChIKey              = GRYLNZFGIOXLOG-UHFFFAOYSA-N
 | apparence                = Liquide incolore à jaune, d’odeur acre (70 %)<ref name="ICSC">{{ICSC|7697-37-2}}</ref>.<br>Liquide transparent ou brun.
<!-- Propriétés chimiques -->
 | formule                  = 
 | N                        = 1
 | H                        = 1
 | O                        = 3   <!--|cacher=oui|exp=|categorisationAuto=désactivée-->
 | masseMol                 = 
 | pKa                      = {{pKa|-1.37|T(°C)=|T(K)=}}
 | momentDipolaire          = {{unité/2|2.17|±=0.02|D}}<ref name="HandbookChemPhys89ed">
{{Ouvrage
 | langue           = en
 | auteur           = David R. Lide
 | titre            = Handbook of Chemistry and Physics
 | numéro d'édition = 89
 | éditeur          = CRC
 | année            = 2008
 | mois             = juin
 | jour             = 16
 | pages totales    = 2736
 | isbn             = 142006679X
 | isbn2            = 978-1420066791
 | passage          = 9-50
}}</ref>
 | susceptibiliteMagnetique = 
 | diametreMoleculaire      = {{unité/2||nm}}
 | indiceIode               = 
 | indiceAcide              = 
 | indiceSaponification     = 
<!-- Propriétés physiques -->
 | TTransitionVitreuse      = {{tmp||°C}}
 | fusion                   = {{tmp|-41.6|°C}} (70 %)<ref name="ICSC"/>
 | ebullition               = {{tmp|121|°C}} (70 %)<ref name="ICSC"/>
 | solubilite               = {{Unité/2||g||L|-1}}
 | parametreSolubilite      = <!-- {{Unité/2||MPa|1/2}} ({{température||°C}}) -->
 | miscibilite              = dans l'eau
 | masseVolumique           = {{unité|1.4|g||cm|-3|M=63.0128}} (70 %)<ref name="ICSC"/>
 | TAutoInflammation        = {{tmp||°C}}
 | pointEclair              = {{tmp||°C}}
 | limitesExplosivite       = 
 | pressionVapeur           = à {{tmp|20|°C}} : {{unité/2|6.4|kPa}} (70 %)<ref name="ICSC"/>
 | viscosite                = {{unité|0.88 mPa s}} à {{tmp|20|°C}}{{refsou}}
 | pointCritique            = 
 | pointTriple              = 
 | conductivitéThermique    = {{Unité/2||W||m|-1|K|-1}}
 | conductivitéÉlectrique   = 
 | vitesseSon               = {{Unité/2||m||s|-1}}
<!-- Thermochimie -->
 | emsGaz                   = {{Unité/2||J||K|-1|mol|-1}}
 | emsLiquide               = {{Unité|266.39|J||K|-1|mol|-1}}{{refsou}}
 | emsSolide                = {{Unité/2||J||K|-1|mol|-1}}
 | esfGaz                   = {{Unité/2||kJ||mol|-1}}
 | esfLiquide               = {{Unité|-174|kJ||mol|-1}}{{refsou}}
 | esfSolide                = {{Unité/2||kJ||mol|-1}}
 | enthFus                  = 
 | enthVap                  = {{Unité|39.1|kJ||mol|-1}} ({{Unité|1 atm}}, {{tmp|25|°C}})<ref name="HbkChmPhys90ed">
{{Ouvrage
 | langue           = en
 | auteur           = David R. Lide
 | titre            = CRC Handbook of Chemistry and Physics
 | numéro d'édition = 90
 | éditeur          = CRC Press
 | année            = 2009
 | pages totales    = 2804
 | format           = Relié
 | isbn             = 978-1-4200-9084-0
}}</ref>
 | capaciteTherm            = {{Unité/2||J||K|-1|mol|-1}}
 | PCS                      = 
 | PCI                      = 
<!-- Propriétés biochimiques -->
 | codons                   = 
 | pHisoelectrique          = 
 | acideAmineEss            = 
<!-- Propriétés électroniques -->
 | bandeInterdite           = 
 | mobiliteElectronique     = 
 | mobiliteTrous            = 
 | 1reEnergieIonisation     = {{unité/2|11.95|±=0.01|eV}} (gaz)<ref name="ouvrage">
{{Ouvrage
 | langue           = en
 | auteur           = David R. Lide
 | titre            = Handbook of Chemistry and Physics
 | numéro d'édition = 89
 | éditeur          = CRC
 | année            = 2008
 | pages totales    = 2736
 | isbn             = 978-1-4200-6679-1
 | passage          = 10-205
 | consulté le      = 2 décembre 2009
}}</ref>
 | constanteDielectrique    = 
<!-- Cristallographie -->
 | systemeCristallin        = 
 | reseauBravais            = 
 | Pearson                  = {{SymbolePearson|}}
 | classe                   = <!-- '' ''{{surligner|}}'' ''  ({{n°}} )--> {{Infobox Chimie/Groupe espace||ref=}}
 | Schoenflies              = 
 | Strukturbericht          = 
 | structureType            = 
 | parametresMaille         = 
 | volume                   = 
 | macle                    = 
<!-- Propriétés optiques -->
 | refraction               = <!--<math>\textit{n}_{D}^{20}</math> = -->{{réfraction|T=|λ=|}}
 | birefringence            = 
 | dispersion               = 
 | polychroisme             = 
 | fluorescence             = <!-- λ<sub>excitation</sub> {{λ||nm}} ; <br />λ<sub>émission</sub> {{λ||nm}} -->
 | absorption               = 
 | transparence             = 
 | pvrRotatoire             = <!-- <math>\lbrack\alpha\rbrack_{D}^{25}</math> -->
 | cteVerdet                = 
<!-- Précautions -->
 | radioactif               = 
 | 67548EEC                 = 
 | 67548EECref              = 
 | symboles                 = 
 | symboles notes           = 
 | numeroIndex              = 
 | classificationCE         = 
 | r                        = 
 | r notes                  = 
 | s                        = 
 | s notes                  = 
 | transportRef             = <ref name="GESTIS">{{GESTIS|ZVG=1370|CAS=7697-37-2|Nom=Nitric acid|Date=30 juin 2018}}</ref>
 | transport                = {{ADR|Kemler=856|ONU=2032|Classe=8|CodeClassification=|Etiquette=8|Etiquette2=5.1|Etiquette3=6.1|Emballage=I}}<br>
{{ADR|Kemler=885|ONU=2031|Classe=8|CodeClassification=|Etiquette=8|Etiquette2=5.1|Etiquette3=|Emballage=I}}
 | NFPA704ref               = 
 | NFPA704                  = fumant : {{NFPA 704|Health=4|Flammability=0|Reactivity=1|Other=OX}}<br>
> 40 % : {{NFPA 704|Health=4|Flammability=0|Reactivity=0|Other=OX}}<br>
< 40 %<ref name="ORCBS">
{{Lien web
 | url = http://www.hazmat.msu.edu:591/nfpa/
 | titre = Office of Radiation, Chemical & Biological Safety (ORCBS)
 | consulté le = 16 avril 2009
}}</ref> : {{NFPA 704|Health=3|Flammability=0|Reactivity=0|Other=}}
 | SIMDUTref                = <ref>{{Reptox|CAS=7697-37-2|Date=25 avril 2009}}</ref>
 | SIMDUT                   = {{SIMDUT/2| C = Matière comburante<br>cause ou favorise la combustion d’une autre matière en dégageant de l'oxygène| E = Matière corrosive<br>Transport des marchandises dangereuses: classe 8<br><br>Divulgation à 1,0 % selon la liste de divulgation des ingrédients}}
 | SGHref                   = <ref name="GESTIS"/>
 | SGH                      = {{SGH|SGH03|SGH05|SGH06|Dgr|H272|H290|H314|H331|EUH071}}
 | CIRC                     = 
 | inhalation               = 
 | peau                     = 
 | yeux                     = 
 | ingestion                = 
<!-- Écotoxicologie -->
 | DL50                     = <!-- {{Unité/2||mg||kg|-1}} (souris, [[Ingestion|oral]]) <br /> (souris, [[Injection intraveineuse|i.v.]]) <br /> (souris, [[sous-cutané|s.c.]]) <br /> (souris, [[intrapéritonéal|i.p.]]) -->
 | CL50                     = 
 | LogP                     = <!--([[octanol]]/eau)-->
 | DJA                      = 
 | ARFD                     = <!--mg/kg pc-->
 | AOEL                     = <!--mg/kg par jour-->
 | odorat                   = bas : {{unité/2|0.27|ppm}}<ref name="hazmap">{{Lien web|url=http://hazmap.nlm.nih.gov/cgi-bin/hazmap_search?queryx=7697-37-2&tbl=TblAgents|titre=Nitric acid|site=hazmap.nlm.nih.gov|consulté le=14 novembre 2009}}</ref>
<!-- Données pharmacocinétiques -->
 | CAM                      = 
 | biodisponibilite         = 
 | liaisonProteique         = 
 | metabolisme              = 
 | demiVieDistrib           = 
 | demiVieElim              = 
 | stockage                 = 
 | excretion                = 
<!-- Considérations thérapeutiques -->
 | classeTherapeutique      = 
 | voieAdministration       = 
 | grossesse                = 
 | conduiteAuto             = 
 | precautions              = 
 | antidote                 = 
<!-- Caractère psychotrope -->
 | categoriePsycho          = 
 | modeConsommation         = 
 | autresNoms               = 
 | risqueDependance         = 
<!-- Composés apparentés -->
 | autres                   = 
 | autrescations            = 
 | autresanions             = 
 | isomères                 = 
<!-- Supplément -->
 | supplement               = 
}}<!-- ----------------------------- Fin de l'infoboîte ----------------------------- -->
L’'''acide nitrique''' est un [[composé chimique]] de [[Formule chimique|formule]] {{fchim|HNO|3}}. Liquide incolore lorsqu'il est pur, cet [[acide minéral]] [[Acide fort|fort]] (de {{nobr|[[Constante d'acidité|p''K''<sub>a</sub>]] {{=}} {{nb|-1,37}}}}) est en pratique utilisé en [[solution aqueuse]] concentrée. Il était autrefois appelé ''acide azotique'' par les chimistes du {{s|XIX}}, mais aussi jadis ''esprit de [[nitre]]'' par les [[Alchimie|alchimistes]], ou encore « ''[[eau-forte]]''» ou ''{{lang|la|aquae fortis}}'' par les [[Gravure|graveurs]] sur [[cuivre]].

À [[Concentration molaire|concentration]] supérieure à 86 %, il est baptisé « acide nitrique fumant », qualifié de « blanc » ou « rouge » selon qu'il est pauvre ou riche en [[dioxyde d'azote]] {{fchim|NO|2}}. Coupé avec un cinquième ou un quart de [[peroxyde d'azote]] {{fchim|N|2|O|4}} et moins d'un pour cent de [[fluorure d'hydrogène]] HF, il donne l'[[acide nitrique fumant rouge inhibé]], plus connu sous le sigle anglophone IRFNA, comme [[ergol]] stockable utilisé notamment comme [[oxydant]] ([[comburant]]) pour la propulsion des missiles [[Union des républiques socialistes soviétiques|soviétiques]] SS-1 ''[[Scud]]'' dans les {{nobr|années 1950}}. À concentration supérieure à 95 %, il développe rapidement à température ambiante une coloration jaunâtre due à sa décomposition libérant du [[dioxyde d'azote]] {{fchim|NO|2}}.

L'acide nitrique a d'abord été obtenu par les anciens chimistes à partir des différents nitrates naturels, en particulier à la fin du {{s|XIX}} à partir des ''nitrates du Chili'' dénommés également [[Sel (chimie)|sels]] de [[Caliche (géologie)|caliche]]. Il faut attendre le progrès de la chimie des gaz pour concevoir une synthèse chimique à partir de l'[[air]] en [[four électrique]], par exemple par le [[Procédé Birkeland-Eyde|procédé Birkeland et Eyde]]. Mais le [[procédé Ostwald]] a également permis d'utiliser l'[[ammoniac]] {{fchim|NH|3}} synthétisé par le [[procédé Haber-Bosch]]. Ces voies chimiques modernes mises au point à la [[Belle Époque]] se sont révélées cruciales pour l'industrie chimique des dérivés nitrés explosifs, comme la [[nitroglycérine]], les [[Trinitrophénol|nitrophénols]], l'[[acide picrique]], le [[trinitrotoluène]] (TNT), matières demandées par l'industrie d'armement moderne, mais aussi la fabrication des matières colorantes, comme le ''jaune de Martins'', ou celle des parfums, tels le [[musc]] artificiel.

L'acide nitrique entre dans la composition des [[Pluie acide|pluies acides]], où il se forme par hydratation du [[dioxyde d'azote]] {{fchim|NO|2}}, un important polluant atmosphérique issu des différents [[Oxyde d'azote|oxydes d'azote]] {{fchim|NO|''x''}} rejetés par les différentes combustions :

:3 [[Dioxyde d'azote|{{fchim|NO|2}}]] + [[Eau|{{H2O}}]] → 2 {{fchim|HNO|3}} + [[Monoxyde d'azote|NO]].

== Histoire ==
{{Section à sourcer|date=août 2019}}

L’acide nitrique a été synthétisé pour la première fois à la fin du {{s-|VIII}} par l’[[Alchimie|alchimiste]] [[Jabir Ibn Hayyan]] qui l’obtint en chauffant du [[salpêtre]] {{fchim|KNO|3}} en présence de [[sulfate de cuivre]] {{fchim|CuSO|4|⋅5H|2|O}} et d’[[alun]] {{fchim|KAl(SO|4|)|2|⋅12H|2|O}}<ref>{{Ouvrage|lang=en |prénom1=James Campbell |nom1=Brown |prénom2=Henry Hilton |nom2=Brown | titre=A history of chemistry from the earliest times |numéro d'édition=2 |éditeur=J. & A. Churchill |lieu=Londres |date=1920 |lire en ligne=http://archive.org/details/historyofchemist00browuoft|consulté le=2023-05-06}}.</ref>. Au {{s-|XIII}}, [[Albert le Grand]] l’utilise pour séparer l’[[or]] et l’[[Argent (métal)|argent]].

Au milieu du {{s-|XVII}}, [[Johann Rudolf Glauber]] obtient l’acide nitrique par [[distillation]] du [[salpêtre]] en présence d’[[acide sulfurique]], procédé utilisé en laboratoire jusqu’au {{s-|XXI}}. Au cours du {{s-|XVIII}}, [[Antoine Lavoisier]] montre que l’acide nitrique contient à la fois de l’[[oxygène]] et de l’[[azote]], la composition précise étant déterminée plus tard par [[Henry Cavendish]].

La fabrication industrielle d’acide nitrique ne prend son essor qu’au cours du {{s-|XIX}}, le [[salpêtre]] et l’[[acide sulfurique]] étant alors bon marché et disponibles en grandes quantités. En 1838, [[Frédéric Kuhlmann]] découvre qu’il est possible de l’obtenir par [[oxydation]] de l’[[ammoniac]] en présence de [[platine]]. Cependant, l’ammoniac nécessaire demeure d’un coût beaucoup trop élevé jusqu’à l’invention du [[procédé Haber|procédé ''Haber'']] par [[Fritz Haber]] en 1909 et de son [[industrialisation]] sous la supervision de [[Carl Bosch]] de 1909 à 1913 ([[procédé Haber-Bosch]]). [[Wilhelm Ostwald]] met alors au point le [[procédé Ostwald]] qui permet de fabriquer de l’acide nitrique par [[oxydation]] de l’[[ammoniac]], procédé qui demeure le plus utilisé au {{s-|XXI}}.

== Propriétés physico-chimiques ==

L’acide nitrique pur est un liquide incolore et inodore ; diverses impuretés le colorent souvent en jaune brun. À température ambiante, il libère des fumées rouges ou jaunes, du fait de sa décomposition partielle en [[dioxyde d'azote|dioxyde d’azote]] sous l’effet de la lumière.

L’acide nitrique est un agent oxydant puissant. Ses réactions avec des composés comme les [[cyanure]]s, [[carbure]]s, et poudres métalliques peuvent être [[explosif|explosives]].

Les réactions de l’acide nitrique avec de nombreux composés organiques ou certains mélanges, comme l'[[essence de térébenthine]], sont violentes, le mélange étant [[hypergolique]], c’est-à-dire auto-inflammable.

C’est un [[acide fort]] de [[Constante d'équilibre|p''K''{{ind|a}}]] = {{nb|-1,37}} : en [[solution aqueuse]], il se dissocie complètement en un [[anion]] [[nitrate]] {{fchim|NO|3|<sup>−</sup>}} et un [[proton]] hydraté ([[cation]] [[hydronium]] {{fchim|H|3|O<sup>+</sup>}}). Les [[sel (chimie)|sels]] de l’acide nitrique qui contiennent l’anion nitrate sont appelés des « nitrates ». La quasi-totalité des nitrates sont très solubles dans l’eau.

L’acide nitrique et ses sels ne doivent pas être confondus avec l’[[acide nitreux]] {{fchim|HNO|2}} et ses sels, les [[nitrite]]s, qui contiennent l'anion [[nitrite]] {{fchim|NO|2|<sup>−</sup>}}.

{| class="wikitable alternance centre" | style="text-align:center"
|+ Propriétés physico-chimiques de HNO<sub>3</sub> - H<sub>2</sub>O<br />
à {{tmp|20|°C}} et {{unité|1.013|bar}}{{refsou}}
 !Gew % HNO<sub>3</sub>
 !0
 !10
 !20
 !30
 !40
 !50
 !60
 !70
 !80
 !90
 !100
 |-
 ![[Masse volumique]]<br />(g/cm{{3}})
 |1,00
 |1,05
 |1,12
 |1,18
 |1,25
 |1,31
 |1,37
 |1,42
 |1,46
 |1,48
 |1,513
 |-
 ![[Viscosité]]<br /> ({{unité||mPa||s}})
 |1,00
 |1,04
 |1,14
 |1,32
 |1,55
 |1,82
 |2,02
 |2,02
 |1,84
 |1,47
 |0,88
 |-
 ![[Température de fusion|''T''<sub>fus</sub>]] (°C)
 |0
 |–7
 |–17
 |–36
 |–30
 |–20
 |–22
 |–41
 |–39
 |–60
 |–42
 |-
 ![[Température de vaporisation|''T''<sub>éb</sub>]] (°C)
 |100,0
 |101,2
 |103,4
 |107,0
 |112,0
 |116,4
 |120,4
 |121,6
 |116,6
 |102,0
 |86,0
 |-
 ![[Pression de vapeur|''p'']](HNO<sub>3</sub>) (mbar)
 |0,0
 |0,0
 |0,0
 |0,0
 |0,0
 |0,3
 |1,2
 |3,9
 |14,0
 |36,0
 |60,0
 |-
 ![[Pression de vapeur|''p'']](H<sub>2</sub>O) (mbar)
 |23,3
 |22,6
 |20,2
 |17,6
 |14,4
 |10,5
 |6,5
 |3,5
 |1,2
 |0,3
 |0,0
 |-
 ! Molarité (mol/l)
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== Réactions chimiques comportant l'acide nitrique ==

=== Action sur les métaux ===

L’acide nitrique réagit différemment des autres acides forts ([[Acide chlorhydrique|HCl]], [[Acide sulfurique|{{fchim|H|2|SO|4}}]]) sur les [[Métal|métaux]] en raison des propriétés oxydantes du radical {{fchim|NO|3}}. Ainsi, {{fchim|HNO|3}} réagissant sur un métal ne donne jamais de dégagement d'[[Dihydrogène|hydrogène]] {{fchim|H|2}}, contrairement à la plupart des autres acides. La formule suivante donne l’équation de la réaction globale pour toute réaction chimique entre l’acide nitrique {{fchim|HNO|3}} et un métal M de valence {{nobr|''n'' < 4}} :

:8''n'' {{fchim|HNO|3}} + 6 M → 6 {{fchim|M(NO|3|)|''n''}} + 2''n'' [[Monoxyde d'azote|NO]] + 4''n'' [[Eau|{{H2O}}]], où ''n'' vaut 1, 2 ou 3.

Les métaux tels que le [[nickel]], le [[cobalt]], le [[cuivre]], le [[Mercure (chimie)|mercure]], l'[[argent]], le [[plomb]], le [[sélénium]], le [[bismuth]], le [[zinc]] et le [[cadmium]] se dissolvent dans l'acide nitrique. D'autres métaux forment un film de [[passivation]], parmi lesquels figurent l'[[aluminium]], le [[chrome]], le [[titane]], le [[zirconium]], le [[hafnium]], le [[gallium]], l'[[indium]], le [[niobium]], le [[Tantale (chimie)|tantale]], le [[thorium]] et le [[bore]]. Les [[alcalino-terreux]] se dissolvent dans l'acide dilué, mais passivent dans l'acide concentré. Les alliages à base de fer se dissolvent mieux dans l'acide dilué<ref>{{ouvrage | langue = en | auteur = Thomas R. Dulski | titre = A manual for the chemical analysis of metals | éditeur = ASTM International | année = 1996 | volume = 25 | pages totales = 251 | isbn = 0-8031-2066-4 | passage = 75 | lire en ligne = https://books.google.fr/books?id=ViOMjoLKB1gC&pg=PA73&dq=metals+solubility+sulfuric+acid&hl=fr&ei=zxJQTNyOM6idOOitlYwB&sa=X&oi=book_result&ct=result&resnum=1&ved=0CC0Q6AEwAA#v=onepage&q&f=true | consulté le = 4 août 2010}}</ref>.

== Production et synthèse ==

L’acide nitrique dilué est obtenu en mélangeant du [[dioxyde d'azote|dioxyde d’azote]] {{fchim|NO|2}} avec de l’eau ; les solutions commerciales comprennent généralement entre 52 % et 68 % d’acide nitrique. Les solutions plus concentrées sont obtenues par [[distillation]]. L’acide nitrique formant un [[azéotrope]] avec l’eau dans une proportion de 68 % d’acide nitrique et 32 % d’eau, l’obtention d’acide nitrique très pur impose de le [[Distillation|distiller]] en présence d’[[acide sulfurique]]. Quand la solution comprend plus de 86 % d’acide nitrique, il est dit « fumant » et existe en deux variétés : [[Acide nitrique fumant blanc|blanche]] et [[Acide nitrique fumant rouge|rouge]]. L’acide nitrique fumant blanc est aussi appelé 100 % car quasiment (moins de 2 %) sans eau.

La production commerciale de l’acide nitrique est faite par le [[procédé Ostwald]] et se réalise en trois étapes à partir de l’[[ammoniac]] :

En premier lieu, l’[[ammoniac]] {{fchim|NH|3}} est [[Oxydation|oxydé]] par l'[[Dioxygène|oxygène]] {{O2}} en présence d’un [[catalyse]]ur comme le [[platine]] [[Rhodium|rhodié]] à 10 % pour former du [[Monoxyde d'azote|monoxyde d’azote]] NO, étape fortement [[exothermique]] qui produit également de la [[vapeur d'eau]] {{H2O}} :

:4 [[Ammoniac|{{fchim|NH|3}}]] + 5 [[Dioxygène|{{O2}}]] ⟶ 6 [[Eau|{{H2O}}]] + 4 [[Monoxyde d'azote|NO]] ; {{nobr|Δ{{indexp|f|}}''H''{{indexp|298|0}} {{=}} {{unité|-905.5|kJ||mol|-1}}.}}

Puis le monoxyde d’azote est oxydé par l'[[Dioxygène|oxygène]] {{O2}} et produit du [[Dioxyde d'azote|dioxyde d’azote]] {{fchim|NO|2}} :

:2 [[Monoxyde d'azote|NO]] + [[Dioxygène|{{O2}}]] ⟶ 2 [[Dioxyde d'azote|{{fchim|NO|2}}]] ; {{nobr|Δ{{indexp|f|}}''H''{{indexp|298|0}} {{=}} {{unité|-56.5|kJ||mol|-1}}.}}

Enfin, le dioxyde d’azote est dissous dans l’eau selon la réaction :

:3 [[Dioxyde d'azote|{{fchim|NO|2}}]] + [[Eau|{{H2O}}]] ⟶ 2 {{fchim|HNO|3}} + [[Monoxyde d'azote|NO]].

pour produire l’acide nitrique dilué.

Le monoxyde d’azote produit est recyclé, et l’acide nitrique concentré par [[distillation]] jusqu’à un maximum de 68 % ([[azéotrope]] du mélange acide nitrique - eau). Les concentrations plus élevées sont atteintes par traitement au [[nitrate de magnésium]] {{fchim|Mg(NO|3|)|2}}. Globalement, ce procédé permet d’atteindre un rendement de 96 %.

L’acide nitrique peut également être obtenu en faisant réagir du [[nitrate de potassium]] {{fchim|KNO|3}} et de l’[[acide sulfurique]] concentré {{fchim|H|2|SO|4}}, puis en [[Distillation|distillant]] le mélange à {{tmp|83|°C}} jusqu’à ce qu’il ne reste plus dans le milieu qu’un solide blanc cristallisé composé de {{fchim|KHSO|4}}. L’acide nitrique obtenu est de [[acide nitrique fumant rouge]]. L’[[acide nitrique fumant blanc]] peut être obtenu en éliminant les [[oxyde d'azote|oxydes d’azote]] dissous en réduisant la [[pression]] à 1/3 d’atmosphère environ durant 10-{{unité|30 minutes}}. L’[[acide nitrique fumant rouge]] contient une quantité non négligeable d’oxydes d’azote, d’où sa couleur rouge, tandis que l’[[acide nitrique fumant blanc]] ne peut contenir qu’un maximum de 0,5 % de {{fchim|NO|2}}.

La production mondiale annuelle d’acide nitrique est de l’ordre de soixante millions de tonnes.

== Utilisations ==

Utilisé communément comme un [[Réactif (chimie)|réactif]] de laboratoire, notamment pour des réactions de [[nitration]] de [[composé organique|composés organiques]], il est utilisé pour fabriquer par [[synthèse chimique]] industrielle des [[engrais]] comme le [[nitrate d’ammonium]] {{fchim|NH|4|NO|3}} et le [[nitrate de calcium]] {{fchim|Ca(NO|3|)|2|}}. 75 % de la production d'acide nitrique est utilisée dans la fabrication d’engrais azotés.

L'acide nitrique réagit avec la roche [[calcaire]] ou mieux le minéral [[calcite]] {{fchim|CaCO|3}} pour former le nitrate de chaux en décomposant l'anion carbonate.
:{{fchim|CaCO|3}}+ 2 {{fchim|HNO|3}} {{ind|aqueux}} → {{fchim|Ca(NO|3|)|2}} + {{H2O}} + {{CO2}} {{ind|gaz}}

L'ammoniaque de synthèse forme avec l'acide nitrique le [[nitrate d'ammonium]] monohydraté.
:{{fchim|NH|4|OH}} {{ind|ammoniaque}} + {{fchim|HNO|3}} {{ind|aqueux}} → {{fchim|NH|4|NO|3|. H|2|O}}

Les autres applications concernent la fabrication des [[explosifs]], des précurseurs du [[nylon]] et des composés organiques spéciaux, comme certains [[Ligand (chimie)|ligands]] tels les [[Imidazole|imidazoles]].

L'acide nitrique dilué chaud oxyde la fonction alcool primaire des [[aldose]]s ou des [[Acide aldonique|acides aldoniques]] en [[Acide carboxylique|acides carboxyliques]]. On obtient ainsi des acides dicarboxyliques nommées [[Acide aldarique|acides aldariques]].

Comme il réagit avec la plupart des [[métal|métaux]] (sauf l'[[or]], l'[[iridium]] et le [[platine]]), il est très utilisé en [[métallurgie]] et en [[microélectronique]]. Mélangé avec l'[[acide chlorhydrique]], il forme l'[[eau régale]], l'un des rares réactifs capables de dissoudre l'[[or]], le [[platine]], l'[[iridium]].

Il a été l'un des premiers [[ergol]]s [[oxydant]]s de [[Propergol liquide|propergols liquides]] pour [[moteur-fusée|moteurs-fusées]], associé au [[RP-1]], à l'[[1,1-Diméthylhydrazine|UDMH]] (diméthylhydrazine asymétrique {{fchim|H|2|N-N(CH|3|)|2}}) et au [[Méthylhydrazine|MMH]] (monométhylhydrazine {{fchim|H|2|N-NHCH|3}}) comme [[carburant]]s. Dans cette utilisation, le caractère très [[corrosif]] de l'acide nitrique a été longtemps un problème, résolu par l'addition de 0,5 % d'[[acide fluorhydrique]] qui assure la [[passivation]] du métal des réservoirs et des conduits, dans ce qu'on appelle l'[[acide nitrique fumant rouge inhibé]]. Il est remplacé depuis le début des {{nobr|années 1990}} par le [[peroxyde d'azote]] {{fchim|N|2|O|4}}. Il est aussi utilisé à faible dose avec des [[décapant]]s industriels. On obtient de la [[nitroglycérine]] en le mélangeant avec de la [[glycérine]] :

:[[Glycérol|{{fchim|C|3|H|5|(OH)|3}}]] + 3 {{fchim|HNO|3}} → [[Nitroglycérine|{{fchim|C|3|H|5|(NO|3|)|3}}]] + 3 [[Eau|{{H2O}}]].

Il a été utilisé au {{s-|XIX}} pour la [[conservation de la viande]].

== Sécurité ==

L’acide nitrique est un [[acide fort]], qui peut provoquer de graves brûlures. L’[[inhalation]] des vapeurs peut entraîner un [[œdème pulmonaire]]. Au contact d’acide nitrique concentré, la [[peau]] humaine se teint en jaune du fait de réactions avec la [[kératine]]. C’est un composé modérément toxique avec une dose létale de {{unité|430|mg||kg|-1}}. C’est également un [[oxydant]] puissant qui réagit vivement avec les réducteurs et les matières combustibles pouvant occasionner des explosions.
Il est recommandé de ne pas porter de gants en latex ou en nitrile lors de la manipulation d'acide nitrique fumant, ceux-ci pouvant s'enflammer au contact de l'acide.

== Culture populaire ==
Dans la bande dessinée ''[[On a marché sur la Lune]]'', le moteur auxiliaire de la fusée conçue par le professeur Tournesol fonctionne sur un mélange [[aniline]]/acide nitrique.

Dans la série de [[Anne McCaffrey]] ''[[La Ballade de Pern]]'', les habitants de la planète Pern utilisent des pulvérisateurs contenant de l'Agenothree ({{fchim|HNO|3}}) pour détruire l'ennemi planétaire, les « Fils ».

Dans le manga ''[[Dr. Stone]]'' de Riichirō Inagaki et dessiné par Boichi, Senku utilise de l'acide nitrique mélangé à de l'éthanol pour faire du [[nital]] afin de dépétrifier les personnes transformées en pierre.

Dans le roman ''[[Le Portrait de Dorian Gray]]'' de Oscar Wilde, une « horrible odeur d'acide nitrique » se fait sentir après qu'un protagoniste a fait disparaître un corps en l'employant.

== Notes et références ==
{{Traduction/Référence|lang1=en|art1=Nitric acid|id1=531057387|lang2=de|art2=Salpetersäure|id2=112522468}}
{{Références}}

== Articles connexes ==
{{Autres projets|wikt=acide nitrique}}
* [[Ion nitronium]]
* [[Nitrate]]
* [[Acide fort]]

== Liens externes ==
* [https://www.cdc.gov/niosh/ipcsnfrn/nfrn0183.html Fiche internationale de sécurité].
* [https://www.inrs.fr/publications/bdd/fichetox/fiche.html?refINRS=FICHETOX_9 « Acide nitrique - Fiche toxicologique {{n°|9}} »], 2011, INRS.
* [http://www.atomer.fr/1/1_densite-solution-acide-nitrique.html Densités des solutions d’acide nitrique (HNO{{ind|3}} aq) dans les CSTP de 0,3333 % à 100 % en masse].

{{Palette|Composés de l'hydrogène|Ergols}}
{{Portail|chimie|astronautique}}

[[Catégorie:Composé de l'azote]]
[[Catégorie:Nitrate]]
[[Catégorie:Oxoacide|Nitrique]]