De estos compuestos,33 los óxidos nitroso y nítrico, el peróxido de nitrógeno y el ácido nítrico, NHO3, se caracterizan por ser los más estables.
Los óxidos inferiores, al entrar en contacto con los superiores, pueden dar lugar a las formas intermedias; por ejemplo, el NO y el NO2 forman N2O3, y los óxidos intermedios pueden, al descomponerse, dar un óxido superior y uno inferior.
Así, el N2O4 da N2O3 y N2O5, o, en presencia de agua, sus hidratos.
Ya hemos visto que, bajo ciertas condiciones, el nitrógeno se combina con el oxígeno, y sabemos que el amoníaco puede oxidarse.
En estos casos se forman varios productos de oxidación del nitrógeno, pero en presencia de agua y un exceso de oxígeno siempre dan ácido nítrico. El ácido nítrico, por corresponder al óxido más alto, es capaz, al desoxidarse, de dar los óxidos inferiores; es el único ácido de nitrógeno cuyas sales se encuentran de forma más o menos amplia en la naturaleza, y tiene muchos usos técnicos, razón por la cual comenzaremos por él.
El ácido nítrico, HNO3, se conoce también con el nombre de agua fuerte. En estado libre solo se encuentra en la naturaleza en pequeñas cantidades, en el aire y en el agua de lluvia después de las tormentas; pero incluso en la atmósfera el ácido nítrico no permanece libre por mucho tiempo, sino que se combina con el amoníaco, cuyos rastros siempre se encuentran en el aire. Al caer sobre el suelo, en aguas corrientes, etc., el ácido nítrico entra en contacto en todas partes con bases (o sus carbonatos), que actúan fácilmente sobre él, por lo que se convierte en los nitratos de dichas bases. De este modo, el ácido nítrico se encuentra siempre en forma de sales en la naturaleza. Las sales solubles del ácido nítrico se denominan nitratos. Este nombre deriva del latín sal nitri. La sal potásica, KNO3, es el nitrato común, y la sal sódica, NaNO3, el nitrato de Chile o nitrato cúbico. Los nitratos se forman en el suelo cuando una sustancia nitrogenada se oxida lentamente en presencia de un álcali mediante el oxígeno de la atmósfera. En la naturaleza son muy frecuentes los casos de tal oxidación. Por esta razón, ciertos suelos y montones de basura —por ejemplo, escombros de cal (en presencia de una base)— contienen una cantidad más o menos considerable de nitrato. Uno de estos nitratos —el nitrato de sodio— se extrae de la tierra en grandes cantidades en Chile, donde probablemente se formó por la oxidación de residuos animales. Este tipo de nitrato se emplea en la práctica para la fabricación de ácido nítrico y de los demás compuestos oxigenados del nitrógeno. El ácido nítrico se obtiene a partir del nitrato de Chile calentándolo con ácido sulfúrico. El hidrógeno del ácido sulfúrico reemplaza al sodio en el nitrato. El ácido sulfúrico forma entonces un salario ácido, NaHSO4, o una sal normal, Na2SO4, mientras que el ácido nítrico se forma a partir del nitrato y se volatiliza. La descomposición se expresa mediante las ecuaciones: (1) NaNO3 + H2SO4 = HNO3 + NaHSO4, si se forma la sal ácida, y (2) 2NaNO3 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO3, si se forma el sulfato de sodio normal. Con un exceso de ácido sulfúrico, a una temperatura moderada y al comienzo de la reacción, la descomposición transcurre de acuerdo con la primera ecuación; y al calentar ulteriormente con una cantidad suficiente de nitrato, de acuerdo con la segunda, debido a que la sal ácida NaHSO4 actúa por sí misma como un ácido (pudiendo ser reemplazado su hidrógeno como en los ácidos), según la ecuación NaNO3 + NaHSO4 = Na2SO4 + HNO3.