Cuando se destila rápidamente, una porción se descompone y se obtienen oxígeno libre y óxidos inferiores de nitrógeno, los cuales, junto con el agua, permanecen en disolución con el ácido nítrico. Por consiguiente, es necesario trabajar con sumo cuidado para obtener un hidrato puro de ácido nítrico, HNO 3 , y especialmente mezclar el ácido nítrico obtenido del salitre, según se ha descrito anteriormente, con ácido sulfúrico, que absorbe el agua, y destilarlo a la temperatura más baja posible, es decir, colocando la retorta que contiene la mezcla en un baño de agua o de aceite y calentándola con precaución. La primera porción del ácido nítrico así destilado hierve a 86°, tiene una gravedad específica a 15° de 1,526 y solidifica a -50°; es muy inestable a temperaturas más elevadas. Este es el hidrato normal, HNO 3 , que corresponde a las sales, NMO 3 , del ácido nítrico. Cuando se diluye con agua, el ácido nítrico presenta un punto de ebullición más alto, no solo en comparación con el del propio ácido nítrico, sino también con el del agua; de modo que, si se destila ácido nítrico muy diluido, las primeras porciones que pasan consistirán en agua casi pura, hasta que el punto de ebullición en los vapores alcance los 121°. A esta temperatura destila un compuesto de ácido nítrico con agua, que contiene alrededor del 70 % en p. de ácido nítrico;⟬fn:fn_fn_fbb6bcf28994:36⟭ su gravedad específica a 15° = 1,421. Si la disolución contiene menos del 25 % en p. de agua, entonces, al ser la gravedad específica de la disolución superior a 1,44, el HNO 3 se evapora y humea en el aire, formando el hidrato anterior, cuya tensión de vapor es menor que la del agua. Tales disoluciones forman ácido nítrico fumante . Al destilar, da ácido monohidratado,⟬fn:fn_fn_3fcd47490a9b:37⟭ HNO 3 ; es un hidrato que hierve a 121°, de modo que se obtiene tanto a partir de disoluciones débiles como fuertes. El ácido nítrico fumante, bajo la acción no solo de sustancias orgánicas, sino incluso del calor, pierde una porción de su oxígeno, formando óxidos inferiores de nitrógeno, que le confieren un color rojo pardo ;⟬fn:fn_fn_9f7ffbbd5baf:38⟭ el ácido puro es incoloro.
El ácido nítrico, como hidrato ácido, entra en reacciones de doble descomposición con bases, hidratos básicos (álcalis) y con sales. En todos estos casos se obtiene una sal de ácido nítrico. Un álcali y el ácido nítrico dan agua y una sal; así también, un óxido básico con el ácido nítrico da una sal y agua; por ejemplo, la cal, CaO + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O.
Muchas de estas sales se denominan nitratos.39
La composición de las sales ordinarias del ácido nítrico puede expresarse mediante la fórmula general M(NO3)n, donde M indica un metal que reemplaza al hidrógeno en uno o varios (n) equivalentes de ácido nítrico. Encontraremos más adelante que los átomos M de los metales son equivalentes a un átomo de hidrógeno (K, Na, Ag), o dos (Ca, Mg, Ba), o tres (Al, In), o, en general, a n átomos de hidrógeno.
Las sales del ácido nítrico se caracterizan especialmente por ser todas solubles en agua.40
A partir de la propiedad común a todas estas sales de entrar en descomposiciones dobles, y debido a la volatilidad del ácido nítrico, desprenden ácido nítrico al calentarlas con ácido sulfúrico. Todas ellas, al igual que el propio ácido, son capaces de desprender oxígeno al calentarlas y, en consecuencia, de actuar como sustancias oxidantes; por lo tanto, por ejemplo, deflagran con carbono ignoto, quemándose el carbono a expensas del oxígeno de la sal y formando productos gaseosos de combustión.41