хлораты соли какой кислоты

Кислородсодержащие соединения галогенов

Получение кислот

Хлорноватистую кислоту можно получить в реакции хлора с водой, соли хлорноватистой кислоты (гипохлорита) с более слабой кислотой.

В реакции хлорной извести с диоксидом углерода и водой также выделяется хлорноватистая кислота.

Хлорноватую кислоту получают взаимодействием разбавленной серной кислоты и хлората бария.

Химические свойства

HClO + LiOH → LiClO + H₂O

И кислоты, и их соли разлагаются схожим образом.

KI + HClO → KIO₃ + HCl

Соли этих кислот образуются в результате реакции диспропорционирования, происходящей между щелочью и галогеном.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Блиц-опрос по теме Кислородсодержащие соединения галогенов

Источник

ХЛОРА́ТЫ

Том 34. Москва, 2017, стр. 99

Скопировать библиографическую ссылку:

ХЛОРА́ТЫ, со­ли ус­той­чи­вой толь­ко в вод­ных рас­тво­рах хлор­но­ва­той ки­сло­ты HClO 3 (при со­дер­жа­нии ки­сло­ты до 30%). Бес­цвет­ные кри­стал­лич. ве­ще­ст­ва. Боль­шин­ст­во Х. рас­тво­ри­мы в во­де и не­ко­то­рых по­ляр­ных ор­га­нич. рас­тво­ри­те­лях. В твёр­дом со­стоя­нии при ком­нат­ной темп-ре ста­биль­ны, при на­гре­ва­нии или в при­сут­ст­вии ка­та­ли­за­то­ра (со­ли Fe, Mn и др.) раз­ла­га­ют­ся с вы­де­ле­ни­ем ки­сло­ро­да. Силь­ные окис­ли­те­ли как в рас­тво­ре, так и в твёр­дом со­стоя­нии: сме­си Х. с се­рой, уг­ле­ро­дом и др. лег­ко окис­ляю­щи­ми­ся ве­ще­ст­ва­ми де­то­ни­ру­ют при бы­ст­ром на­гре­ва­нии и уда­ре. Х. боль­шин­ст­ва ме­тал­лов из­вест­ны в ви­де гид­ра­тов; в без­вод­ном со­стоя­нии вы­де­ле­ны Х. ще­лоч­ных и щё­лоч­но­зе­мель­ных ме­тал­лов, се­реб­ра, свин­ца, тал­лия. Х. ме­тал­лов пе­ре­мен­ной ва­лент­но­сти, как пра­ви­ло, не­ус­той­чи­вы и склон­ны к взрыв­но­му рас­па­ду. В пром. мас­шта­бе про­из­во­дят­ся Х. на­трия, ка­лия, каль­ция, маг­ния. Х. на­трия по­лу­ча­ют элек­тро­ли­зом вод­ных рас­тво­ров хло­ри­да на­трия; Х. ка­лия KClO 3 (бер­то­ле­то­ва соль) – при об­мен­ном раз­ло­же­нии Х. на­трия с хло­ри­дом ка­лия. Х. ис­поль­зу­ют в цел­лю­лоз­но-бу­маж­ной пром-сти, для по­лу­че­ния ди­ок­си­да хло­ра для от­бе­ли­ва­ния, в про­из-ве пер­хло­ра­тов, в пи­ро­тех­нич. сме­сях. Вы­со­ко­ток­сич­ны, окис­ля­ют ге­мо­гло­бин кро­ви в мет­ге­мог­ло­бин.

Источник

Соединения хлора

Хлороводород, соляная кислота (HCl)

Способы получения хлороводорода

Промышленный способ:

Лабораторный способ:

В лаборатории HCl получают действием концентрированной H₂SO₄ на хлориды:

Физические свойства хлороводорода

HCl хорошо растворяется в воде: при обычной температуре в 1 л воды растворяется

450 л газа (реакция экзотермическая). Насыщенный раствор содержит 36-37 % HCl по массе, имеет резкий, удушающий запах.

Химические свойства хлороводорода

Газообразный HCl

Безводный НСl химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам. Что означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств.

И только при очень сильном нагревании газообразный HCl реагирует с металлами, даже такими малоактивными, как Сu и Аg.

Восстановительные свойства HCl проявляются также в малой степени:

Раствор HCl

Водный раствор HCl является сильной кислотой, т.к. молекулы HCl практически полностью распадаются на ионы:

Общие свойства кислот

Он проявляет все свойства кислот:

Вступает в реакции с органическими соединениями:

с аминами:

с аминокислотами:

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Хлорноватистая кислота (HClO) и ее соли

Хлорноватистая кислота очень слабая кислота и существует только в разбавленных водных растворах.

Получение хлорноватистой кислоты:

Химические свойства хлорноватистой кислоты:

HClO + KI → KIO₃ + HCl

2HBr + HClO → HCl + Br₂ + H₂O

4HClO + MnS → 4HCl + MnSO₄

HClO + KOH → KClO + H₂O

3HClO → 2HCl + НСlO₃

Химические свойства солей хлорноватистой кислоты (гипохлоритов):

NaClO + 2HCl → NaCl + Cl₂ + H₂O

Хлористая кислота (HClO₂) и ее соли

Хлористая кислота HClO₂– слабая кислота, существует только в водных растворах, очень неустойчива

Способы получения хлористой кислоты:

Химические свойства хлористой кислоты:

Соли хлористой кислоты – хлориты

Хлорноватая кислота (HClO₃) и ее соли

Хлорноватая кислота HClO₃– существует только в водных растворах, в свободном виде не выделена. Является сильной кислотой

Получение хлорноватой кислоты:

Действием кислот на хлораты:

Химические свойства хлорноватой кислоты:

Соли хлорноватой кислоты – хлораты:

Получают хлораты при пропускании хлора через подогретый раствор щелочи:

Хлорная кислота (HClO₄) и ее соли

Хлорная кислота HClO₄– летучая, хорошо растворимая в воде жидкость, не имеющая цвета. Является сильной кислотой и сильным окислителем. Взрывоопасна. Кислотный оксид — Cl₂O₇, соли хлорной кислоты — перхлораты.

Получение хлорной кислоты

Перегонкой при пониженном давлении смеси перхлората калия с серной кислотой:

Химические свойства хлорной кислоты

Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:

Оксиды хлора

Оксид хлора (I), оксид дихлора ( Cl₂O)

В газообразном состоянии имеет темно-желтый цвет, в жидком состоянии – красно-бурый. Неустойчив на свету при повышении температуры.

Получение оксид хлора (I)

Химические свойства оксида хлора (I)

Оксид хлора (IV), диоксид хлора, двуокись хлора ( ClO₂)

ClO₂ – ядовитый газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Взрывается при механическом воздействии, при нагревании до 100 ºС и при контакте с восстановителем

Получение двуокиси хлора

В промышленности ClO₂ получают, пропуская оксид серы (IV) через подкисленный раствор хлората натрия NaClO₃:

В лаборатории ClO₂получают при взаимодействии хлората калия с щавелевой кислотой в присутствии концентрированной серной кислоты:

Химические свойства оксида хлора (IV)

6ClO₂ + 3H₂O = HCl + 5HClO₃ (горячая вода)

Оксид хлора (VI), триоксид хлора (ClO₃ (Cl₂O₆))

ClO₃ (Cl₂O₆) – вязкая жидкость красного цвета. Соприкосновение с органическими веществами приводит к взрыву.

Получение оксида хлора (VI)

Получают окислением озоном ClO₂

Химические свойства оксида хлора (VI)

Оксид хлора (VII) (Cl₂О₇)

Cl₂О₇ – тяжелая, маслянистая жидкость, не имеющая цвета. Наиболее устойчивый из всех оксидов хлора. Очень взрывоопасен.

Получение оксида хлора (VII)

Получают при взаимодействии оксида фосфора (V) с концентрированной хлорной кислотой:

Химические свойства Cl₂O₇

Проявляет кислотные свойства.

Источник

Хлорат калия

400

Хлорат калия
Систематическое наименование	Хлорат калия
Традиционные названия	Бертолетова соль
Хим. формула	KClO3
Состояние	Бесцветные кристаллы
Молярная масса	122.55 г/моль
Плотность	2,32 г/см³
Температура
• плавления	356 °C
• разложения
Энтальпия
• образования	-391,204 кДж/моль
Растворимость
• в воде при 0°C	3,25 г/100 мл
• в воде при 20°C	7,3 г/100 мл
• в воде при 100°C	56,2 г/100 мл
• в воде при 104,2°C	61,5 г/100 мл
Рег. номер CAS	[3811-04-9]
PubChem	6426889
Рег. номер EINECS	223-289-7
SMILES
RTECS	FO0350000
Номер ООН	1485
ChemSpider	18512
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Хлорат калия (бертолетова соль, калий хлорноватокислый) — калиевая соль хлорноватой кислоты.

Содержание

История

Впервые получен Клодом Бертолле (отсюда название бертолетова либо бертоллетова соль) в 1786 году при пропускании хлора через горячий концентрированный раствор гидроксида калия:

6KOH + 3Cl₂ → KClO₃ + 5KCl + 3H₂O

Получение

Промышленное получение хлоратов вообще (и хлората калия в частности) основано на реакции диспропорционирования гипохлоритов, в свою очередь получаемых взаимодействием хлора с растворами щелочей:

Cl₂ + 2OH − → ClO − + Cl − + H₂O 3ClO − → ClO₃ − + 2Cl −

Технологическое оформление процесса может быть различно: поскольку наиболее многотоннажным продуктом является гипохлорит кальция (входящий в состав хлорной извести), то наиболее распространённым процессом является проведение реакции обмена между хлоратом кальция (получающимся из гипохлорита кальция при нагреве) и хлоридом калия, который, в силу относительно низкой растворимости, кристаллизуется из маточного раствора.

Также хлорат калия получают модифицированным методом Бертолле при бездиафрагменном электролизе хлорида калия, образующийся при электролизе хлор вступает во взаимодействие in situ (в момент выделения, «на месте») с гидроксидом калия с образованием гипохлорита калия, который далее диспропорционирует на хлорат калия и исходный хлорид калия. При использовании графитовых анодов более удобным методом является электролиз хлорида натрия с получением хлората натрия и обменная реакция с хлоридом калия. Это позволяет очищать от анодного шлама раствор хлората натрия, который имеет значительно большую растворимость, чем хлорат калия, и, таким образом, удобнее для фильтрации.

Химические свойства

Применение

Взрывчатые вещества

Смеси хлората калия с восстановителями (фосфором, серой, алюминием, органическими соединениями) взрывчаты и чувствительны к трению и ударам, чувствительность повышается в присутствии броматов и солей аммония.

Из-за высокой чувствительности составов с бертолетовой солью, они практически не применяются для производства промышленных и военных взрывчатых веществ.

В медицине

Некоторое время растворы хлората калия применялись в качестве слабого антисептика, наружного лекарственного средства для полоскания горла.

Для получения кислорода

В начале XX века использовалась для лабораторного получения кислорода, но из-за малой доступности его перестали применять.

Для получения диоксида хлора

Реакция восстановления хлората калия щавелевой кислотой при добавлении серной кислоты используется для получения диоксида хлора в лабораторных условиях:

Хлорат калия может реагировать со щавелевой кислотой без присутствия серной кислоты, но эта реакция не применяется для препаративного получения диоксида хлора:

Токсичность

Источник

8.1. Кислородные соединения галогенов

Вы здесь

Хлор образует нормальновалентную (положительно одновалентную) окись Сl₂O

нормальновалентную кислородсодержащую кислоту НClO

и довольно много трансаргоноидных оксисоединений*.

Окись хлора (дихлормоноксид) Сl₂O — желтый газ, образующийся при пропускании хлора над окисью ртути

Газ конденсируется в жидкость примерно при 4°С. Он является ангидридом хлорноватистой кислоты, т. е. при реакции с водой дает хлорноватистую кислоту

Интересным трансаргоноидным окислом хлора является семиокись хлора (дихлоргептоксид) Сl₂O₇ — бесцветная жидкость с температурой плавления — 91°С и температурой кипения 82°С; ее можно получить смешиванием Р₄О₁₀ с хлорной кислотой НСlO₄. Для Сl₂O₇ можно записать аргоноидную структуру в виде

Эта формула, однако, неудовлетворительна, поскольку предполагает сосредоточение на каждом атоме хлора большого электрического заряда, равного +3. Кроме того, определение структуры данной молекулы методом дифракции электронов позволило установить длину 142 пм для каждой из шести внешних связей Сl—О. Это на 28 пм меньше длины одинарной связи в Сl₂O, равной 170 пм, и двух центральных связей в Сl₂O₇ и заставляет принять для данной молекулы другую трансаргоноидную структуру

В этой структуре каждый атом хлора имеет ковалентность 7, что соответствует номеру группы в периодической системе. При образовании семи ковалентных связей атом хлора может использовать три 3d-орбитали вместе с 3s— и Зр-орбиталями.

На основании значений энтальпии этих веществ и О (г.) (приложение VI), можно записать уравнение

Экспериментальные значения других теплот реакций показывают, что величины трансаргоноидной энергии связи Cl=O и в других молекулах почти те же, что и в Сl₂O₇. Примером может служить окисление ClF до ClO₃F:

То, что полученная величина превышает значение для Сl₂O₇, можно объяснить более ионным характером одинарной связи Сl—F по сравнению со связью Сl—О, а это высвобождает дополнительную часть энергии sp-орбитали.

Степени окисления галогенов

Все галогены, кроме фтора, образуют устойчивые соединения, отвечающие почти всем значениям степени окисления от —1 до +7, как это показано на следующей схеме:

(На схеме не указаны молекулы, обладающие высокой реакционной способностью, которые, подобно ОF и СlO, известны только в разреженной газовой фазе или в виде частиц, захваченных кристаллами или переохлажденной жидкостью.)

Кислородные кислоты хлора

Предшествующее изложение показывает, что нет ничего неожиданного в существовании трансаргоноидных кислородных кислот НСlO₂, НСlO₃ и НСlO₄ наряду с кислотой НСlO (более правильно записываемой как НOCl).

Кислородные кислоты хлора и их анионы имеют следующие названия:

Структура этих четырех анионов показана на рис. 8.1

Их электронные структуры приведены ниже; они находятся в соответствии с принципом электронейтральности, но предполагают использование Зd-орбиталей атомом хлора (исключение составляет хлорноватистая кислота); этим четырем кислотам можно приписать следующие структуры:

Рис. 8.1. Структура ионов четырех кислородных кислот хлора.

Эти кислоты, их соли и окислы хлора рассмотрены в дальнейших разделах в порядке возрастания степени окисления галогена.

Хлорноватистая кислота и гипохлориты

Хлорноватистая кислота НClO и большинство ее солей известны лишь в водных растворах; они разлагаются при концентрировании раствора. Смесь хлорид- и гипохлорит-ионов образуется при пропускании газообразного хлора через раствор гидроокиси натрия:

Раствор гипохлорита натрия NaClO, полученный таким путем или электролизом раствора хлорида натрия, широко применяют в быту как дезинфицирующее и отбеливающее средство. Гипохлорит-ион—активный окислитель; именно благодаря окислительной способности он и оказывает дезинфицирующее и отбеливающее действие.

Хлористая кислота и хлориты

При пропускании двуокиси (диоксида) хлора ClO₂ (она будет рассмотрена позже) через раствор гидроокиси натрия или другой щелочи образуются хлорит-и хлорат-ионы

Это реакция самоокисления — самовосстановления (аутоокисления — аутовосстановления): один из атомов хлора, имеющих в двуокиси хлора степень окисления +4, окисляется до степени окисления +5, а второй восстанавливается в то же время до степени окисления +3. Чистый хлорит натрия ЫаСЮг можно получить, пропуская двуокись хлора через раствор перекиси натрия

В этой реакции перекисный кислород служит восстановителем, понижающим степень окисления хлора от +4 до +3.

Хлорит натрия — сильное отбеливающее средство, применяемое в текстильном производстве.

Хлорноватая кислота и ее соли

Хлорноватая кислота НClO₃ — нестойкая кислота, которая так же, как и ее соли, является сильным окислителем. Наиболее важная соль хлорноватой кислоты — хлорат калия KClO₃, который получают пропусканием избытка хлора через горячий раствор гидроокиси калия или нагреванием раствора, содержащего гипохлорит-ионы и ионы калия

Путем кристаллизации хлорат калия можно отделить от образовавшегося в процессе реакции хлорида калия, так как растворимость хлората при низких температурах значительно меньше растворимости хлорида (3 и 28 г в 100 г воды при 0°С соответственно).

Хлорат калия — кристаллическое белое вещество, применяемое в качестве окислителя при изготовлении спичек и горючих смесей для фейерверков, а также при производстве красок.

Раствор аналогичной соли — хлората натрия NaClO₃ — применяют в сельском хозяйстве для борьбы с сорняками. С этой целью можно применять также и хлорат калия, однако натриевые соли дешевле, и по этой причине их шире используют в тех случаях, когда важен только анион. Тем не менее иногда соли натрия не обладают нужными свойствами (они, например, гигроскопичны и поэтому поглощают влагу из воздуха и расплываются); в таких случаях предпочтение отдают солям калия, хотя они и значительно дороже.

Все хлораты в смеси с восстановителями образуют легко взрывающиеся составы; обращаться с ними следует крайне осторожно. Применять хлорат натрия как средство борьбы с сорняками надо с соблюдением мер предосторожности, поскольку горючие материалы, например дерево или одежда, смоченная раствором хлората, после высыхания могут воспламениться от трения. Точно так же весьма опасно измельчать хлорат вместе с серой, древесным углем или другими восстановителями.

Хлорная кислота и перхлораты

Перхлорат калия KClO₄ получают нагреванием хлората калия точно до его температуры плавления

Однако в отсутствие катализатора при этой температуре наблюдается лишь незначительное разложение с выделением кислорода. Перхлорат калия образуется также при длительном электролизе раствора хлорида калия, гипохлорита или хлората калия.

КСlO₄ + 4С → КСl + 4СО

Безводные перхлораты магния Мg(СlO₄)₂ и бария Ва(СlO₄)₂ применяют в качестве осушителей. Эти соли очень энергично поглощают воду. Почти все перхлораты хорошо растворимы в воде. Исключением является перхлорат калия, обладающий низкой растворимостью: в 100 г воды при 0°С растворяется только 0,75 г КСlO₄. Перхлорат натрия NaСlO₄ получают электролитическим методом; его используют для борьбы с сорняками, он менее опасен, чем хлорат натрия. Как правило, смеси перхлоратов с веществами, способными окисляться, менее опасны, чем соответствующие смеси хлоратов.

Окислы хлора

Помимо окисла хлора Сl₂O, о котором говорилось выше, известны и другие окислы: СlO, СlO₂, СlO₃ (или Сl₂O₆), Сl₂O₇ и СlO₄ (возможно, Сl₂O₈).

что соответствует резонансу двух структур Сl—O и Cl—О

Двуокись хлора СlO₂ является единственным известным соединением хлора, в котором он имеет положительную валентность, равную четырем. Это красновато-желтый газ, легко взрывающийся и легко разлагающийся на хлор и кислород. Реакция разложения протекает очень бурно, и поэтому весьма опасно добавлять серную или любую другую сильную кислоту к хлорату, а также к любой смеси сухих веществ, содержащей хлорат.

Двуокись хлора можно получить осторожным добавлением серной кислоты к хлорату калия КСlO₃. Можно предположить, что эта смесь будет реагировать с образованием хлорноватой кислоты HСlO₃, а затем благодаря дегидратирующему действию серной кислоты давать ангидрид хлорноватой кислоты Cl₂O₅

Однако ангидрид хлорноватой кислоты Cl₂O₅ (дихлорпентоксид) чрезвычайно неустойчив — его существование еще не удалось подтвердить. Если даже он и образуется, то сразу разлагается на двуокись хлора и кислород

Молекула СlO₂ имеет угловое строение, причем угол O-Сl-O равен 118°, а длина связей 149 пм. Для этой молекулы принята структура

с попеременным изменением двух видов связей (резонанс). Учитывая, что энергия связи

Кислородные кислоты и окислы брома

Бром образует только две устойчивые кислородные кислоты — бромноватистую и бромноватую — и их соли:

НВrО — бромноватистая кислота КВrО — гипобромит калия

НВrO₃ — бромноватая кислота КВrO₃ — бромат калия

Способы их получения и свойства подобны способам получения и свойствам соответствующих соединений хлора. Они обладают несколько меньшей окислительной способностью, чем аналогичные соединения хлора.

Были описаны три крайне неустойчивых окисла брома Вr₂O, ВrO₂ и Вr₃O₈. Структура Вr₃O₈ неизвестна.

Ни одно из кислородных соединений брома не нашло важного практического применения.

Кислородные кислоты и окислы иода

Таким методом можно получать и соли иодноватистой (НIO) и йодноватой (НIO₃) кислот. Йодноватую кислоту НIO₃ обычно получают окислением иода концентрированной азотной кислотой

Йодноватая кислота является твердым белым веществом, очень мало растворимым в концентрированной азотной кислоте; вследствие этого ее легко можно выделить в процессе реакции. Главные ее соли — йодат калия КIO₃ и йодат натрия NaIO₃ — белые кристаллические вещества.

Йодная кислота имеет нормальную формулу Н₅IO₆ с октаэдрическим расположением атомов кислорода вокруг атома иода, как показано на рис. 8.2. Такое различие в составе этой молекулы и аналогичной молекулы хлорной кислоты НClO₄ обусловлено большими размерами атома иода, вокруг которого могут разместиться шесть атомов кислорода вместо четырех. Координационное число иода в йодной кислоте равно, следовательно, 6.

Существует ряд периодатов, отвечающих формуле Н₅IO₆ для йодной кислоты, и второй ряд, отвечающий формуле НIO₄. К первому ряду относятся К₂Н₃IO₆, Аg₅IO₆ и др. Периодат натрия NaIO₄ — соль, относящаяся ко второму ряду; в небольших количествах она содержится в чилийской селитре.

В обеих формах йодной кислоты Н₅IO₆ и НIO₄ (неустойчивая форма, дающая, однако, устойчивые соли) иод находится в одной и той же степени окисления +7. Равновесие между двумя формами этой кислоты определяется реакцией гидратации

Пятиокись (пентоксид) иода I₂O₅ или йодноватый ангидрид получают в виде белого порошка при медленном нагревании йодноватой или йодной кислоты

По-видимому, ангидрид йодной кислоты I₂O₇ неустойчив; сообщений о его получении не было.

Низший окисел иода IO₂ можно получить обработкой солей йодноватой кислоты (йодатов) концентрированной серной кислотой с последующим добавлением воды. Этот окисел представляет собой желтое твердое вещество, обладающее парамагнитными свойствами.

Окислительная способность кислородных соединений галогенов

Фтор в элементарном состоянии F₂ способен окислять все ионы галогенов до свободных галогенов; при этом протекают реакции типа

Фтор — самый электроотрицательный элемент, и поэтому он способен отнимать электроны от анионов всех элементов. Точно так же хлор способен окислять бромид- и иодид-ионы, а бром может окислять иодид-ион

Таким образом, галогены в элементарном состоянии по окислительной активности можно расположить в ряд: F₂>Cl₂>Br₂>I₂.

На первый взгляд наблюдается аномалия в реакциях с участием свободных галогенов и их кислородных соединений. Так, хотя хлор способен освобождать иод из иодид-иона, но иод может выделить хлор из хлорат-иона по реакции

Следует отметить, однако, что в этой реакции элементарный иод действует как восстановитель, а не как окислитель. В результате этой реакции степень окисления иода увеличивается от 0 до +5, а степень окисления хлора понижается от +5 до 0. Следовательно, преимущественное направление реакции именно то, которое и можно было предвидеть на основании шкалы электроотрицательности; иод — самый тяжелый галоген и наименее электроотрицательный элемент — стремится получить высокую положительную степень окисления, тогда как хлор стремится иметь низкую степень окисления. (Следует учесть, что в этом случае так же, как почти во всех химических реакциях, можно рассматривать химическое равновесие. Предшествующие утверждения следует истолковать таким образом, что при равновесии в данной системе присутствует больше иодат-ионов и свободного хлора, чем хлорат-ионов и свободного иода.)

* Примечание редактора относительно номенклатуры кислородных соединений неметаллических элементов см. стр. 229 — Прим. ред. нормальновалентную кислородсодержащую кислоту НСЮ

Источник