硝酸是一种强氧化性酸，同金属反应时，受多种因素的影响，如硝酸的浓度、金属的活泼性、温度、包括多种平行反应、还原产物之间又能进行氧化还原反应等，决定了硝酸与金属反应相当复杂，现将硝酸与金属反应的一般规律总结如下：
1、氧化性强弱规律
浓HNO3氧化性大于稀HNO3。
2、表现性质规律
HNO3表现双重性，既表现氧化性又表现酸性。
3、产物规律
（1）、金属活动性顺序表中氢后面的金属与浓HNO3反应时，还原产物为NO2或NO2和NO混合气体（当HNO3的浓度降低时，变为稀HNO3，还原产物为NO），而稀HNO3还原产物为NO。
（2）、金属活动性顺序表中氢前面的金属与HNO3，浓HNO3一般还原产物为NO2，稀HNO3为NO。对于同一种金属而言，HNO3的浓度越稀，则还原程度越大，其还原程度主要取决于HNO3的浓度、金属的活泼性和温度，还原产物依次为NO、N2O、N2、HN3、HN4NO3。
（3）、当HNO3浓度非常稀时（小于2mol.l-1）,某些金属（如Mg、Zn）与HNO3反应还会产生一定量的H2。
(4)、变价金属与硝酸反应时，因HNO3氧化性强，金属先被氧化为高价阳离子，若HNO3消耗完后金属有剩余，高价阳离子被剩余金属部分或全部还原为低价还原为低价阳离子。其氧化产物有三中可能，高价硝酸盐、低价硝酸盐、高价硝酸盐和低价硝酸盐的混合物。
(5)、当还原产物为NO2时，在低温下，2NO2=N2O4
4、钝化规律
常温下，Fe、Al、Cr、Ni、Co等金属与浓HNO3相与时，生成一层致密的氧化膜，阻止了反应的进一步进行，从而产生“钝化”现象，若加热“钝化”被破坏，反应继续进行。
5、等效性质规律
NO3-通常在碱性或中性溶液中较稳定，而在酸性条件下往往表现强氧化性。金属与HNO3反应，当HNO3被全部消耗而金属有剩余时，若由外界再提供H+，则生成的硝酸盐中的NO3-等效于HNO3又会表现氧化性，继续与剩余金属反应。
6、表现性质限量规律
表现氧化性的NO3-的量由H+量决定，表现酸性的NO3-的量由金属的量决定，当还原产物为HN4NO3时，表现酸性的NO3-的量由金属和还原产物的量决定。
7、反应速率快慢规律
一般情况下，浓HNO3反应速率大于稀HNO3，但在常温下Fe、Al、Cr等金属产生“钝化”，其反应速率小于稀HNO3。
硝酸与金属反应的产物有些什么规律？
硝酸同金属的反应比较复杂，因为（a）硝酸的浓度；（b）金属的活泼性；（c）反应的温度等不同，所生成的产物亦不同，并且所生成的产物往往是混合物。但是就其主要产物而言，可以概括出以下几点经验规律。
(1)在金属活动性顺序表中，位于“H”以后的金属如Cu、Ag、Hg等与浓HNO3反应主要得到NO2，与稀HNO3反应主要得到NO。
（2）活泼性适中的金属如：Fe、Co、Ni、Cr、Ca、Al等金属，在一般情况下与浓HNO3不反应。这是由于“钝化”作用，使金属表面覆盖了一层致密的氧化膜，阻止了内层金属进一步与浓硝酸反应。这些金属与稀HNO3作用主要生成N2O或者NO，这是由于它们的还原性较强，能将硝酸还原到较低的价态。若与更稀的硝酸反应，则可以生成NH3。
（3）活泼性的金属如Mg、Zn等与不同浓度的稀HNO3作用能得到不同低价态的还原产物。如：
4Zn+10HNO3=4Zn(NO3)2+5H2O+N2
4Zn+9HNO3＝Zn(NO3)2+3H2+NH3
3Zn+7HNO3=3Zn(NO3)2+ZH2O+NH2OH
（4）Au、Pt、Rh、Ti、Ta等贵金属和硝酸不发生反应。因为它们特别稳定，不易被氧化。
(5)Sn、Pb、As、W等金属与HNO3作用得到的是金属氧化物或其水合物而不是硝酸盐。因为这些金属氧化物不溶于硝酸。
对于同一种金属来说，酸越稀则硝酸本身被还原的程度越大。浓HNO3（12-16M）被还原的主要产物是NO2；稀HNO3（6-8M）被还原的主要产物是NO；2M的硝酸与活泼金同主要生成N2O3,极稀的硝酸（1M以下）与镁作用生成NH3，NH3与过量的硝酸反应又生成铵盐NH4NO3。极稀的硝酸与镁反应，不是NO3-中的N被还原，而是HNO3中的H+被还原。镁与不同浓度硝酸反应的方程式是