亚硝酸是一种 无机化合物 ， 分子式 为HNO 2 ，是一种 弱酸 ， 电离平衡 常数 为6.0E-4或4.6x10-4。它只能存在于稀的 水溶液 中，溶液浓缩或加热时，会分解成H 2 O和N 2 O 3 后者又会分解成NO 2 和NO。亚硝酸具有氧化性和还原性，其中氧化性比还原性更强，在酸性介质中更为明显。亚硝酸的盐类大多数是无色结晶，易溶于水，但有毒。亚硝酸用于制 染料 、药物，并用作试剂。从胺制备 重氮盐 时，亚硝酸是必需的。所得重氮盐是重氮偶联反应中的试剂，可得到 偶氮染料 。
误食 亚硝酸盐 可以导致 食物中毒 ，亚硝酸盐也可以通过哺乳进入到婴儿的体内，中毒量是0.2-0.5克，致死量是3克。中毒机理：亚硝酸盐是一种 强氧化剂 ，当它进入血液后，会和 血色素 结合在一起，把血红蛋白中的 二价铁 氧化成三价铁，这样 氧合血红蛋白 就会变成 高铁血红蛋白 ，失去 氧气 的能力，导致身体缺氧，呈现青紫，中毒，同时还会扩张周围的血管。
概述
亚 硝酸 仅存在于稀的 水溶液 中，是一种 弱酸 ，由金属离子和硝酸根离子组成的化合物， 硝酸盐 极易溶于水，所以溶液中硝酸根不与其他 阳离子 反应，硝酸盐大量存在于自然界中，主要来源是 固氮菌 固氮形成，或在闪电的高温下空气中的 氮气 与 氧气 直接化合成氮氧化物，溶于雨水形成硝酸，在与地面的矿物反应生成硝酸盐。重要的有 亚硝酸钠 、 亚硝酸钾 等。大多是 晶体 。有致癌作用，需注意安全。用于制 染料 、药物，并用作试剂。可由硝酸盐加热或与 铅 共熔而制得。
结构
分子式：HNO2
分子量：47.013。
键长：N—OH为143pm，N—O为118pm。
键角：HON为102°，∠ONO为111°。
理化性质
物理性质
外观与 性状 ：无色液体。
密度：1.54±0.1 g/cm3(Predicted)
化学性质
弱酸性
H 二氧化氮 ↔ H+ NO2
亚硝酸HNO2是不稳定的酸，只能存在于稀的 水溶液 中，临用前以NaNO2的冷稀溶液与 硫酸 作用而制得：
NaNO2+ H2SO4= 硫酸氢钠 + HNO2
亚硝酸是比醋酸稍强的弱酸，它的电离平衡 常数 为4.6x10。亚硝酸溶液遇微热即分解：
2HNO2= NO + NO2+ H2O
氧化性
亚硝酸及其盐中N原子具有中间 氧化数 +3，虽然它们既具有氧化性又具有还原性，但以氧化性为主，而且它的氧化能力在稀溶液时比NO3⁻离子还强，这一点可从它们在酸性溶液中的标准电极 电势 值看出：
酸性溶液中HNO2的ψθ值：
HNO2 + H+ + e⁻ ↔ NO + H2O ψθ= +0.99V
酸性溶液中 硝酸 的ψθ值：
NO3⁻ + 4H+ + 3e⁻ ↔ NO + 2H2O ψθ= +0.95V
在酸性溶液中，H 二氧化氮 的ψθ值比HNO3的高，所以在稀溶液中NO2⁻可以将I⁻氧化成单质I₂，而NO3⁻却不能氧化I⁻。这是NO2⁻与NO3⁻离子的重要区别之一。
2HNO2+ 2I⁻+ 2H+→ 2NO + I2+ 2H2O
还原性
虽然在酸性溶液中HNO2是个较强的 氧化剂 ，但遇到比它氧化性更强的KMnO4，Cl2等 强氧化剂 时，它也可以表现出还原性，被氧化为 硝酸盐 ：
5NO2+ 2MnO4+ 6H→5NO3+ 2Mn+ 3H2O
二氧化氮 +Cl2+ H2O → NO3+ 2H+ 2Cl
在碱性溶液中NO2的还原性是主要的，空气中的氧就能把NO2氧化成NO3。
碱性溶液中NO2和O2的ψθ值如下：
NO3+ H2O + 2e↔ NO2+ 2OH ψθ=+0.01V
NO2+ H2O +e↔ NO + 2OH ψθ =-0.46V
O2+ 2H2O + 4e↔ 4OH ψθ =+0.401V
2NO2+ O2→ 2NO3
易生成 配位化合物
在NO2离子中，N原子和O原子上都有孤电子对，它们能分别与许多过渡金属离子生成配位键，形成配位化合物，例 如[Co（NO2）4] 3 和[Co（NO2）（NH3）5] 2等，它与K离子生成黄色的K3[Co（NO2）6]沉淀、此方法可用于鉴定K离子的存在：
3K+ [Co（ 二氧化氮 ）6]→ K3[Co（NO2）6]↓（黄色）
热稳定性
亚 硝酸盐 具有很高的热稳定性，可用金属在高温下还原硝酸盐的方法来制备亚硝酸盐：
Pb（粉） + NaNO3→ PbO + NaNO2
亚硝酸盐除黄色的AgNO2不溶于水外，一般都易溶于水。
结构
在HNO2分子中，N原子采取sp杂化，生成两个σ键、一个π键，还有一对孤电子对，NO2离子为平面三角形结构，N的 氧化数 为+3。HNO2有两种结构：顺式和 反式，反式－己二烯二酸 。一般来讲，反式结构比顺式结构稳定。
化学反应
1、加热急速分解为 一氧化氮 （NO）和 硝酸 （ HNO3 ）:
3H 二氧化氮 → HNO3 + H2O + 2NO
2、氧化还原标准 电极 电势 为：
NO2 (g) + H+ + e- = HNO2 , E°= 1.093 V ( 还原剂 )
HNO2 + H+ + e- = NO(g) + H2O , E°= 0.996 V ( 氧化剂 )
4、芳香伯胺与亚硝酸在低温和酸性条件下发生 重氮化反应 ，产物 重氮盐 不稳定，遇热分解成为酚与氮气。
5、脂肪 仲胺 和芳香仲胺与亚硝酸反应生成N- 亚硝基化合物 胺，其是不溶于水的黄色油状物或固体。
6、脂肪 叔胺 和亚硝酸只形成不稳定的盐。
7、芳香 叔胺 如N,N-二 甲苯胺 在酸性条件下可与亚硝酸反应生成4- 亚硝基- N,N-二甲苯胺，其为绿色沉淀。
制备方法
必须在冷溶液中制备。
将 二氧化氮 和氧化氮的 混合物 溶解在接近零度的水中，即生成亚硝酸的 水溶液 ：
NO2 +NO+H2O─→2HNO2
在 亚硝酸盐 溶液中加入酸，也可得到亚硝酸的溶液：
NaNO2 +HCl─→HNO2+NaCl
亚硝酸在工业上用于 有机合成 ，使胺类转变成 重氮化合物 ，从而制备 偶氮染料 。
亚硝酸有顺式和 反式，反式－己二烯二酸 之分，其中反式亚硝酸比顺式亚硝酸更稳定。
通过亚硝酸盐与酸反应制备：
Ba（ NO2 ）2+ 硫酸 → 2HNO2+ BaSO4
Ag 二氧化氮 + HCl → HNO2+ AgCl ↓
用冰水充分冷却下，将Ba(NO2)2(或AgNO2)溶于水中，加入 稀硫酸 (或 稀盐酸 )。过滤除去析出的BaSO4(或AgCl)沉淀，亚硝酸留在溶液中。若溶液中有盐存在也无关系时，在低于0℃下，用 盐酸 酸化 亚硝酸钠 即可。
检验
硝酸根离子可在酸性介质中，通过和铁（II）反应产生 棕色 环加以定性检出。
总反应为：
3Fe2++ NO3- +4H+→3Fe3++NO+2H2O
虽然该反应已有很久的历史，但其机理却是不久前经 分光光度法 及 电位滴定法 的系统研究后才弄清楚的：
Fe2++NO3-+2H+→Fe3++ 二氧化氮 +H2O
Fe2++NO2+H+→Fe3++HNO2
Fe2++HNO2+H+→Fe3++NO+H2O
Fe2++NO→FeNO2+
2NO2+H2O→HNO2+NO3-+H+
2HNO2→NO+NO2+H2O
NO+NO3-+H+→NO2+HNO2
其中 棕色 环是由FeNO2+（第四步）引起的，速控步则是最后一步。
用途
鉴定试剂
农业用肥料
亚硝酸重要的有： 硝酸钠 、 硝酸钾 、 硝酸铵 、硝酸钙、 硝酸铅 、硝酸 等。
主要用途是供植物吸收的 氮肥 ， 氮 不仅是氨基酸与 蛋白质 的主要成分，还可以合成叶绿素，促进 光合作用 ，所以如果植物缺氮就会叶子枯黄。硝酸钠和硝酸钙是很好的氮肥。硝酸 可作肥料，也可制炸药。由 硝酸 作用于相应的金属或金属 氧化物 等而制得。无公害蔬菜 硝酸盐 的含量应控制在一定范围内。因此在栽培上施肥应围绕着降低硝酸盐含量而进行，故巧施肥是无公害蔬菜生产的关键。
制作火药
硝酸钾 是制黑色 火药 的原料。
危害及处理
硝酸盐对人体健康的损害不亚于农药。因为硝酸盐不仅容易诱发 糖尿病 ，对肾脏造成的损害也十分严重。肾脏是过滤血液和废物、排泄水分及盐分的重要器官，如果人们摄取了高浓度的 硝酸盐 ，肾脏的负担加重，容易引起 溶血性贫血 。除此之外，留存在蔬菜内的硝酸盐在酶和细菌的作用下，被还原成 亚硝酸盐 ，进而与人体内的 蛋白质 类物质结合，生成致癌性极强的 亚硝胺 类物质。因此，在吃蔬菜时专家提出如下建议。
慎重选购：消费者应少购温室里生长的“ 反季节蔬菜 ”。这种蔬菜营养低、口味差， 硝酸盐 含量高，过多食用有损健康。应注意选购本地生长的蔬菜。一般来讲，经长途贩运而来的蔬菜，所含的 硝酸盐 往往会成倍增多，要多食 根状茎 和瓜果类蔬菜。
减害处理：对不放心的蔬菜，在食用前应作一定的减害处理，如日晒、漂洗和浸泡等。这些方法是降低菜体内残留硝酸盐的有效方法。
科学食用：所购蔬菜不宜长时间存放，多吃熟菜，含硝酸盐量高的蔬菜应少作 凉拌 或半生不熟地吃。蔬菜制成熟菜后应尽快吃完，不宜隔夜存放。进食时要充分咀嚼，因为唾液也能使 亚硝胺 丧失对人体 细胞 的突变作用。