HALOGENY - prvky 17. skupiny : fluor (Fluorum), chlor (Chlorum), brom (Bromum), jod (Iodum), astat (Astatium) - původně použil název halogeny J. S. Schweigger (1881) k označení chloru (solitvorný, jeho přímým působením na kovy se tvořily soli), později byl rozšířen na celou 17. skupinu - sloučeniny halogenů jsou využívány již od nejstarších dob, význam chloridu sodného v lidské výživě byl znám už ve starověku - prvním halogenem připraveným v elementární formě byl chlor (C. W. Scheele, 1779), jako poslední byl získán fluor (H. Moissan, 1886) - astat nemá stabilní izotopy (nejstabilnější je 210At) a všechny informace o tomro prvku a jeho sloučeninách byly získány radiochemickými metodami VLASTNOSTI: - tvoří biatomické molekuly X2 ve všech skupenských stavech - všechny absorbují elektromagnetické záření ve viditelné oblasti - fluor a jod jsou monoizotopické, brom a chlor mají po dvou izotopech - malá disociační energie F2 (o třetinu nižší než u Cl2) - teplota tání a varu ve skupině směrem dolů roste - rozpouští se dobře v nepolárních rozpouštědlech, hůře v polárních rozpouštědlech (v 1 litru vody se rozpustí 2,3 litru chloru za vzniku chlorové vody) - rozpustnost jodu ve vodě je velmi malá , podstatně větší je v roztoku jodidu draselného (v důsledku tvorby dobře rozpustného trijodidu draselného KI3; jod má ze všech halogenů nejlepší katenační schopnosti pro tvorbu polyantiontů) - oxidační stupně se s výjimkou fluoru (pouze -I a 0) pohybují v intervalu -I až +VII - kladné oxidační stupně uplatňují pouze vůči kyslíku a elektronegativnějším halogenům VAZEBNÉ MOŽNOSTI: - elektronová konfigurace ns2np5 dva principálně rozdílné způsoby stabilizace při vytváření vazeb s jinými ionty - první způsob: do prostoru atomu halogenu je přijímán elektron, elektronová hustota na atomu nabývá konfigurace vzácného plynu ns2np6 a atom halogenu nabývá oxidačního čísla -I - druhý způsob: dochází k odtržení elektronů, elektornová hustota se zmenšuje, atom halogenu nabývá kladného oxidačního čísla - oxidační stav -I: - jestliže se atom halogenu váže s atomem elektropozitivního prvku, je vznik vazby obvykle podmíněn prostým překryvem orbitalu pz halogenu a vhodného atomového orbitalu nebo hybridizovaného atomového orbitalu vazebného partnera: 
 
 rozhodující vliv na charakter vazby má rozdíl elektronegativit zúčastněných atomů, je-li rozdíl malý, vazba má kovalentí charakter a malou polaritu; sdílený elektronový pár vzniklé vazby σ je jen mírně přetažen do prostoru atomu halogenu, vzniklou vazbu označuje vzorec Mδ+ - Yδ-, kde m je atom vazebného partnera a Y je halogen, typickými příklady látek s takovýmto typem vazby jsou např.: halogenidy nekovů (SF6, TeI4, CCl4,), halogenidy s halogenokomplexy nepříliš elektropozitivních kovů (TiCl4, CdBr4, HgCl2) a halogenovodíky (HF, HCl, HBr, HI) - kladný oxidační stav: - tvoří-li atomy halogenů vazbu s atomy kyslíku nebo s atomy jiného, elektronegativnějšího halogenu, mohou v takovém případě dosáhnout kladných oxidačních čísel, u většiny kyslíkatých sloučenin halogenů (kyslíkatých kyselin, jejich solí, oxidů halogenů aj.) předpokládáme hybridizaci sp3, vedoucí k obvyklé tetraedrické koordinaci středového atomu halogenu (např.: ClO4 -, HIO4 a Cl2O7); stejný typ hybridizace můžeme předpokládat i u níže koordinovaných atomů halogenů, rozdíl je v tom, že jeden, dva nebo tři hybridizované atomové orbitaly středového atomu jsou obsazeny nevazebným elektronovým párem: 1 volný elektronový pár (BrO3 - a HIO3), 2 volné elektronové páry (ClO2 -, HClO2), 3 volné elektronové páry (ClO -, HIO), v jiných případech předpokládáme: odlišnou hybridizaci, účast orbitalů d, hybridizaci sp3d2 - ostatní způsoby vazby halogenů: - u některých sloučenin halogenů pozorujeme zkrácení vazeb proti délkám, které bychom očekávali na základě předchozích představ; je to způsob existencí interakce π (tvorbou obvykle delokalizovaných vazeb π), proto např. předpokládáme, že krátká a pevná vazba B-F v molekule BF3 je vedle interakce σ hybridizovaných orbitalů sp2 středového atomu s orbitaly pz atomů fluoru podmíněna i delokalizace interakcí π dalšího orbitalu p fluoru s nehybridizovaným orbitalem pz, středového atomu
 - obdobně je třeba chápat velmi kompaktní tetraedrický chloristanový anion s krátkými vazbami Cl-O jako útvar, který vedle interakce σ čtyř orbitalů sp3 středového atomu chloru s orbitaly pz čtyř atomů kyslíku vykazuje i interakci π, do níž jsou zapojeny vhodně orientované orbitaly p všech čtyř atomů kyslíku a prázdné orbitaly chloru: - interakce π je běžným způsobem vazby halogenů v jejich sloučeninách - atomy halogenů v oxidačním stavu -I jsou schopné vytvořit ještě další typ vazby a mohou ve fuknci můstkových atomů dosáhnout i dvouvaznosti (např. dimerní molekula plynného chloridu hlinitého nebo lineární strukturní motiv v mřížce CuBr2:
 obě vazby vytvářené můstkovým atomem halogenu mají charakter interakce σ, druhá vazba vzniká tak, že původně nevazebný elektronový pár atomu halogenu projeví své nukleofilní vlastnosti a vytvoří donor-akceptorovou vazbu e lektrofilním atomem M’:
 schopnost vytvářet můstkové atomy mají všechny halogeny - posledním typem vazebné interakce, které se mohou účastnit atomy fluoru a chloru je vazba vodíkovým můstkem u fluorovodíku a chlorovodíku VÝSKYT - v přírodě se halogeny vyskytují pouze ve sloučeninách: CaF2 (kazivec), NaCl (sůl kamenná), KCl (sylvín) - všechny halogeny jsou biogenními prvky - obsah fluoru v zemské kůře je 0,03%, chloru 0,2%, bromu 0,001% a jodu 0,0001% - izotopy astatu, které jsou součástí přirozených radioaktivních řad, mají velmi krátké poločasy rozpadu a v přírodě se mohou vyskytovat jen ve stopových množstvích CHEMICKÁ REAKTIVITA - reaktivita vysoká - fluor je nejreaktivnějším prvkem, s vodíkem exploduje i při -250°C, s řadou prvků (bromem, jodem, sírou, fosforem, křemíkem a některými kovy) se slučuje za vzniku plamene - některé kovy (měď, nikl) jsou vůči působení fluoru pasivovány vrstvičkou fluoridu - fluor s kyslíkem reaguje v elektrickém výboji, s dusíkem se přímo neslučuje; prvky, s nimiž reaguje převádí zpravidla do nejvyšších možných kladných oxidačních stavů - fluor oxiduje elektronegativní složky většiny sloučenin, příčinou je snadná disociace vazeb v molekulách F2 a poměrně velká pevnost nově vytvořenýchvazeb fluoru s jinými prvky - chlor se slučuje přímo s většinou prvků mimo kyslík a dusík, řada prvků se v chloru spaluje - reaktivita bromu a jodu je poněkud nižší než u chloru - chlor a brom tvoří s vodou krystalické klathráty - jedinou známou oxokyselinou fluoru je kyselina fluorná, těžší halogeny tvoří větší počet sloučenin tohoto typu, řada z nich je však známa pouze v roztoku a ve formě solí, v čisté formě byly izolovány pouze kyselina chloristá, jodičná, hydrogen jodistá a pentahydrogenjodistá - síla jednosytných oxokyslein halogenů významně vzrůstá se zvyšujícím se oxidačním číslem halogenu, v závislosti na halogenu se síla oxokyselin zvyšuje v pořadí I < Br < Cl VÝROBA A VYUŽITÍ: - fluor se vyrábí výhradně elektrolýzou taveniny KF.xHF (x = 1 až 3) v ocelových reaktorech vyložených Monelovým kovem (68 % niklu, 32 % mědi, stopy manganu a železa); katodou je nádoba reaktoru, anoda je grafitová, katodický a anodický prostor jsou odděleny přepážkou z Monelova kovu nebo diafragmou - chlor je možno připravit elektrolyticky ve vodném roztoku, možná je i oxidace chlorovodíku silnými oxidovadly v kyselém prostředí
 K2Cr2O7 + 14 HCl → 3 Cl2 + 2 CrCl3 + 2 KCl + 7 H2O
 2 KMnO4 + 16 HCl → 5 Cl2 + MnCl2 + 2 KCl + 8 H2O
 MnO2 + 4 HCl → Cl2 + MnCl2 + 2 H2O - oxidace chlorovodíku vzdušným kyslíkem (Deaconův proces používající chlorid měďnatý jako katalyzátor)
 2 HCl + 1/2 O2 ⇌ Cl2 + H2O
 nebo rozklad chlorového vápna kyselinou chlorovodíkovou
 Ca(OCl)2 + 2 HCl → CaCl2 + 2 HClO
 HClO + HCl ⇌ Cl2 + H2O - brom a jod lze získat oxidací bromidů resp. jodidů chlorem
 Cl2 + 2 Br- → Br2 + 2 Cl-
 nebo oxidem manganičitým v kyselém prostřšdí 
 MnO2 + 2 I- + 4 H3O+ → I2 + Mn2+ + H2O - v přípravě jodu je možno využít i redukce jodičnanů hydrogensiřičitanem alkalického kovu
 2 IO + 5 HSO3 - → I2 + 3 HSO4 - + 2 SO4 - + H2O - v průmyslu slouží elementární fluor k přípravě fluoride uraničitého UF4 (meziprodukt při výrobě uranu) a fluoridu uranového UF6 (využívá se pro separaci izotopů uranu) - nejvíce chloru, bromu a jodu se spotřebuje k průmyslové syntéze anorganických i organických sloučenin, chlor navíc k bělení a k úpravě vody, sloučeniny bromu slouží jako retardéry hoření, jod k dezinfekci a jako katalyzátor SLOUČENINY 
 - HALOGENVODÍKY HX - všechny jsou bezbarvé, ostře páchnoucí, snadno zkapalnitelné plyny - polarita a pevnost vazby se od flourovodíku k jodovodíku snižuje - bod varu fluorovodíku je vzhledem k jeho malé molekulové hmotnosti relativně vysoký, příčinou je existence velmi pevných vodíkových můstků F-H…F v této látce - molekuly fluorovodíku jsou asociovány ve všech skupenstvích, u ostatních halogenvodíků v plynné a kapalné fázi k asociaci nedochází - kapalný flourovodík he výborným rozpouštědlem mnoha fluoridů, rozpouštění jiných látek je zpravidla spojeno s jejich solvolýzou a představuje často používanou metodu přípravy bezvodných fluoridů kovů - ostatní halogenvodíky se pro takové účely používají zřídka - halogenvodíky se připravují přímou syntézou z prvků, reakcí netěkavých kyselin s některými halogenidy kovů za zvýšené teploty
 CaF2 + H2SO4 → 2 HF ↑ + CaSO4 
 NaCl + H2SO4 → HCl ↑ + NaHSO4 
 
 
 nebo hydrolýzou halogenidů fosforitých 
 PX3 + 3 H2O → 3 HX + H3PO3 - jodovodík se tvoří i reakcí sulfánu s vodnou suspenzí jodu (v plynné fázi reakce probíhá obráceně)
 I2 + H2S roztok ⇌ 2 HI (g) + S - vodné roztoky halogenvodíků se označují jako kyseliny halogenvodíkové, do prodeje přicházejí roztoky o koncentracích 40 % HF, 36 % HCl, 48 % HBr a 57 % HI - všechny s vodou tvoří azeotropické směsi - fluorovodík se s vodou prakticky neomezeně mísí a tvoří s ní tři krystalické sloučeniny
 - KYSELINA FLUOROVODÍKOVÁ - je slabou kyselinou v důsledku existence iontových párů snižujících aktivitu oxoniových kationtů v roztoku - ostatní halogenvodíkové kyseliny jsou silné a jejich síla se zvyšuje od kyseliny chlorovodíkové k jodovodíkové, kyselina bromovodíková a jodovodíková jsou ve styku se vzduchem nestálé a uvolňují elementární halogen
 - HALOGENIDY - jsou sloučeniny halogenů s elektropozitivnějšími prvky - fluoridy se od ostatních halogenidů odlišují jak strukturou, tak i charakterem vazby - jsou známy fluoridy všech prvků mimo helia, neonu a argonu - některé fluoridy nekovů jsou vysoce inertní (uhličitý, dusitý, sírový), jiné naopak extrémně reaktivní (chloritý) - halogenidy (především iontové) jsou většinou rozpustné ve vodě a z roztoku krystalují obvykle ve formě hydrátů, které se často barvou liší od bezvodých solí, některé z nich lze termicky dehydratovat, protože přitom podléhají hydrolýze, také některé halogenidy nekovů se snadno hydralyzují (chloridy boritý, křemičitý), jiné jsou naopak vůči působení vody inertní (chlorid uhličitý, fluorid sírový) - soli ně kterých polyatomických aniontů (CN−, OCN−, SCN−, N) se halogenidům blízce podobají a tyto ionty se proto označují jako pseudohalogenidy, anionty halogenidové se často uplatňují jako terminální nebo můstkové ligandy v komplexech - podle struktury se halogenidy dělí do tří skupin - iontové halogenidy - mezi které patří většina fluoridů kovů, ostatní halogenidy alkalických kovů, hořčíku, kovů alkalických zemin a některých přechodných kovů (chlorid skanditý, bromid lanthanitý), mají vysoké body tání a varu, se stoupající hodnotou poměru náboje k iontovému poloměru kovu se zvyšuje podíl kovalence ve vazbě (KCl < CaCl2 < ScCl3; TiCl4 je již typicky kovalentní sloučenina), halogenidy alkalických kovů mají strukturu chloridu sodného nebo cesného, fluoridy větších kationtů MII krystalují v mřížce fluoridu vápenatého, je-li kovový kation menší, uplatňuje se rutilová struktura - polymerní halogenidy - jsou atomy halogenů a kationty kovu spojeny kovalentními vazbami do řetězců (Cu2+, Pd2+) nebo vrstev (Zn2+, Cd2+, Mn2+, Fe2+, Co2+, Ni2+), tvoří je chloridy, bromidy a jodidy kovů (MII a MIII) se střední a vyšší elektronegativitou (1,5 až 2,2), mají relativně nízké body tání a varu, jsou špatnými vodiči elektřiny, v plynné fázi obvykle tvoří monomerní nebo malé oligomerní molekuly (CdCl2, Al2 Cl6) - molekulové halogenidy - tvoří některé kovy ve vyšších oxidačních stupních (titan, cín, olovo, vanad, niob, molybden, wolfram, osmium), nekovy (uhlík, dusík, fosfor, síra) a polokovy (bor, křemík, arsen, antimon, selen, tellur), atomy halogenů a kovu jsou spojeny kovalentními vazbami do malých molekul s charakterem daltonidů, jsou špatnými vodiči elektřiny a obvykle snadno těkají - k přípravě halogenidů se využívá reakcí prvků s elementárním halogenem
 S + 3 F2 → SF6
 2 Fe + 3 Cl2 → 2 FeCl3
 Hg + I2 → HgI2 - rozpuštění neušlechtilých kovů v halogenvodíkových kyselinách
 Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 - reakcí oxidů a hydroxidů kovů nebo solí slabých kyselin s halogenvodíky
 Ag2O + 2 HF → 2 AgF + H2O
 KOH + HCl → KCl + H2O
 CaCO3 + 2 HBr → CaBr2 + CO2 + H2O - působení halogenovodíkových kyselin nebo halogenidů alkalických kovů na roztoky solí kovů, jejichž halogenidy jsou rozpustné
 HCl + AgNO3 → AgCl + HNO3
 Pb(NO3)2 + 2 KI → PbI2 + 2 KNO3 - zahřívání některých oxidů s uhlíkem v atmosféře chloru nebo par chloridu uhličitého
 SiO2 + 2 C + 2 Cl2 → SiCl4 + 2 CO
 2 BeO + CCl4 → 2 BeCl2 + CO2 - fluoridy lze připravit elektrolyticky nebo působením fluorovodíku na chloridy
 CrCl3 + 3 HF → CrF3 + 3 HCl
 - DIFLUORID TETRAKYSLÍKU O4F2 - připravený analogicky je velmi nestabilní a rozkládá se už při -183 °C - všechny oxidy chloru jsou nestálé, endotermické, často explozívní látky, které nelze připravit přímo z prvků - některé z nich mají charakter krátce existujících radikálů (ClO), jiné nejsou zatím dostatečně charakterizovány (Cl2O3, ClO4)
 - OXID CHLORNÝ Cl2O - b. v. 2 °C, nad bodem varu se rozkládá - je žlutohnědý plyn, který se velmi dobře se rozpouští ve vodě za vzniku kyseliny chlorné (je jejím anhydridem) - jeho molekula je lomená - je velmi silným oxidovadlem, které se připravuje reakcí chloru s oxidem rtuťnatým
 2 Cl2 + 2 HgO → Cl2O + HgCl2.HgO
 - OXID CHLORIČITÝ ClO2 - je žlutozelený plyn kondenzující na hnědočervenou explozívní kapalinu - lomená molekula ,má charakter radikálu, ale snahu tvořit dimer nejeví - je silným oxidovadlem, ve vodě se rozpouští na tmavozelený roztok, z něhož lze získat jeho krystalické hydráty ClO2.nH2O (n = 6 až 10) - v alkalických vodných roztocích rychle hydrolyzuje na chloritan a chlorečnan, v neutrálních roztocích fotochemicky disproporcionuje na směs kyseliny chlorovodíkové a chlorečné - připravuje se reakcí chlorečnanu draselného s kyselinou šťavelovou
 2 KClO3 + 2 (COOH)2 → 2 ClO2 + 2 CO2 + (COOK)2 + 2 H2O
 - OXID CHLOROVÝ Cl2O6 - tmavočervený kapalný - je méně explozívní než oxid chlorný - v krystalickém stavu je tvořen ionty ClO2+;a ClO4−(chloristan chlorylu), v plynném skupenství existuje zřejmě rovnováha mezi monomerem ClO3 a dimerem Cl2O6 - hydrolýzou poskytuje ekvimolární směs kyselin chlorečné a chloristé - připravuje se působením ozonu na oxid chloričitý
 - OXID CHLORISTÝ Cl2O7 - je bezbarvá olejovitá kapalina - molekula je symetrická s můstkem Cl-O-Cl - je anhydridem kyseliny chloristé, jejíž dehydratací oxidem fosforečným při nízké teplotě vzniká - je nejstálejším z oxidů chloru, přesto při zahřátí nebo nárazu vybuchuje
 - OXID BROMNÝ Br2O A BROMIČITÝ BrO2 - oba jsou stálé jen při nízkých teplotách - alkalickou hydrolýzou poskytuje oxid bromný bromnany, oxid bromičitý bromidy a bromičnany (na rozdíl od oxidu chloričitého, který tímto způsobem disproporcionuje na chloritany a chlorečnany) - oxid bromný vzniká působením par bromu na oxid rtuťnatý, oxid bromičitý se připravuje reakcí bromu s ozonem
 - OXID JODIČNÝ I2O5 - jediný oxid halogenů vznikající exotermickou reakcí - je znám již téměř 200 let (J. L. Gay-Lussac a H. Davy, 1813), avšak předpokládaná symetrická struktura jeho molekuly O2I-O-IO2 byla spolehlivě potvrzena poměrně nedávno (1970) - termicky(nad 300 °C) se oxid jodičný rozkládá na jod a kyslík, s koncentrovanými kyselinami poskytuje soli jodosylu IO+ - připravuje se dehydratací kyseliny jodičné, kterou reakcí s vodou opět poskytuje - je silným oxidovadlem, které lze použít pro kvantitativní stanovení oxidu uhelnatého
 - KYSELINA FLUORNÁ HOF - byla ve važitelném množství připravena fluorací ledu (1971) - její molekula je lomená - těkavostí se podobná fluorovodíku, který často obsahuje jako příměs - je nestálá, už za laboratorní teploty se rozkládá na fluorovodík a dikyslík (τ1/2 = 30 min.) - s vodou rychle reaguje za tvorby peroxidu vodíku, fluorovodíku a dikyslíku
 - KYSELINA CHLORNÁ HClO - vzniká spolu s kyselinou chlorovodíkovou reakcí chloru s vodou - je silným oxidačním činidlem oxidujícím chlorovodík na chlor, sirouhlík na oxidy uhličitý a sírový, sulfidy na sírany a soli chromité na chromany - z roztoku ji nelze izolovat, rozkládá se zahřátím nebo fotolyticky na kyslík, chlor a kyselinu chlorečnou - je velmi slabou kyselinou (pKa = 7,47) - chlornany MIClO  a MII(ClO)2 vznikají zaváděním chloru do vodných roztoků příslušných hydroxidů nebo elektrolýzou roztoků chloridů (nejstálejší jsou chlornany lithný, vápenatý, strontnatý a barnatý) - patří k  nejsilnějším oxidovadlům, při zvýšené teplotě disproporcionují na chloridy a chlorečnany. Používají se jako bělicí a desinfekční prostředky
 - KYSELINA BROMNÁ HBrO - vzniká spolu s kyselinou bromovodíkovou reakcí bromu s vodou, rovnováha této reakce je však posunuta více vlevo než při analogické reakci chloru - je slabší kyselinou než kyselina chlorná (pKa = 8,69) - bromnany MIBrO vznikají zaváděním bromu do vodných roztoků hydroxidů nebo elektrolýzou roztoků bromidů - z roztoku krystalují hydratované soli stálé pouze do teploty 0 °C - jsou silnými oxidovadly, při zvýšené teplotě disproporcionují na bromidy a bromičnany
 - KYSELINA JODNÁ HIO - se tvoří analogicky jako kyseliny chlorná a bromná a je v této trojici nejslabší kyselinou (pKa = 10,64) schopnou ionizace i jako velmi slabá zásada (pKb = 9,49) - působí oxidačně, je nestálá a snadno disproporcionuje na kyselinu jodičnou a jod - analogicky se chovají i její soli jodnany MIIO
 - KYSELINA CHLORITÁ HClO2 - je nejméně stálou oxokyselinou chloru existující jen ve zředěných vodných roztocích (kyselina bromitá a joditá, pokud vůbec existují, pak jen krátce ve zředěných vodných roztocích) - připravuje se rozkladem chloritanu barnatého kyselinou sírovou - má silnější oxidační vlastnosti než kyselina chlorná a je i silnější kyselinou (pKa≈ 2). - chloritany MIClO2 se připravují redukcí alkalického roztoku oxidu chloričitého peroxidem vodíku - chloritany těžkých kovů jsou explozívní - bromitany jsou velmi nestálé a možnost existence joditanů dosud nebyla spolehlivě potvrzena
 - KYSELINA CHLOREČNÁ HClO3 - vzniká rozkladem chlorečnanu barnatého kyselinou sírovou. - její koncentrace v  roztoku může dosáhnout nejvýše 40  %, je silným oxidačním činidlem i silnou kyselinou - chlorečnany MIClO3 se připravují disproporcionací chlornanů za tepla (zaváděním chloru do horkých roztoků hydroxidů alkalických kovů) nebo elektrolýzou horké solanky v elektrolyzérech bez diafragmy - anion ClO3− má tvar trigonální pyramidy - chlorečnany jsou slabšími oxidovadly než chlornany a chloritany (přesto s hořlavými látkami tvoří výbušné směsi), zahříváním disproporcionují na chloridy a chloristany
 - KYSELINA BROMIČNÁ HBrO3 - vzniká oxidací bromu ve vodném roztoku kyselinou chlornou nebo rozkladem bromičnanu vápenatého kyselinou sírovou - podobá se kyselině chlorečné, její roztok lze zahustit na ≈ 50% koncentraci (při vyšších koncentracích nastává rozklad na brom a kyslík) - bromičnany MIBrO3 jsou blízce příbuzné chlorečnanům, průběh jejich termického rozkladu je ovlivněn kationtem (vedle kyslíku vzniká buď brom a oxid kovu anebo bromid kovu), disproporcionace na bromidy a bromistany je termodynamicky nevýhodná a proto neprobíhá
 - KYSELINA JODIČNÁ HIO3 - je nejstálejší z oxokyselin jodu, kterou lze získat i v krystalickém stavu - připravuje se oxidací jodu ve vodném prostředí - dobře se rozpouští ve vodě, má slabší oxidační účinky než kyselina bromičná - je silnou kyselinou (pKa = 0,77), ale slabší než kyseliny chlorečná a bromičná - jodičnany MIIO3 lze připravit analogicky jako bromičnany, jejich krystalizací z  roztoků s nadbytkem kyseliny jodičné mohou vznikat i hydrogenjodičnany MI H(IO3)2 a MIH2(IO3)3 - disproporcionace na jodidy a jodistany je termodynamicky nevýhodná a proto neprobíhá, průběh a produkty termického rozkladu jsou analogické jako u bromičnanů - vysoká stálost jodičnanů umožňuje vytěsnění lehčích halogenů z aniontů XO3− jodem
 - KYSELINA CHLORISTÁ HClO4 - je bezbarvá olejovitá kapalina, která se připravuje působením kyseliny sírové na chloristan draselný - je nejstálejší oxokyselinou chloru, vakuovou destilací ji lze získat bezvodou (v tomto stavu s organickými látkami prudce exploduje) - monohydrát kyseliny chloristé H3O+ClO4− je za laboratorní teploty krystalická látka - jde o silné, ale ve vodném roztoku nepříliš razantní (vzhledem k vysoké kinetické aktivační bariéře) oxidovadlo a současně o jednu z nejsilnějších anorganických kyselin (pKa = -11) - chloristany MIClO4 vznikají termickým rozkladem chlorečnanů, k  jejich přípravě se však výlučně využívá elektrolytická oxidace chlorečnanů - většina nepříliš reaktivních chloristanů je dobře rozpustná ve vodě (poměrně málo se rozpouštějí chloristany alkalických kovů a chloristan amonný) - žíháním se rozkládají na chloridy a kyslík - aniont chloristanový se zřídka uplatňuje jako ligand v komplexech
 - KYSELINA BROMISTÁ HBrO4 - byla připravena z bromistanu sodného pomocí ionexu - Je schopna existence pouze v roztocích (rozkládat se začíná, překročí-li její koncentrace 55 %). Ve zředěném vodném roztoku je nepříliš účinným oxidovadlem a silnou kyselinou - bromistany MBrO4 lze připravit elektrolýzou bromičnanů nebo účinkem fluoridu xenonatého či elementárního fluoru na roztok bromičnanu (1969; předchozí neúspěchy pokusů o jejich přípravu byly dány faktem, že ozon a peroxodisírany zřejmě z  kinetických důvodů nejsou schopny bromičnany na bromistany oxidovat, přestože podle hodnot redoxních potenciálů by tyto reakce měly probíhat) - bromistany jsou méně stálé než bromičnany, zatímco chloristany jsou naopak stálejší než chlorečnany
 - KYSELINA HYDROGENJODISTÁ HIO4 - lze připravit opatrnou vakuovou dehydratací (100  °C) kyseliny pentahydrogenjodisté (další dehydratací nevzniká I2O7, ale uvolňuje se kyslík a tvoří se oxid jodičný) - v roztoku přechází opět na H4IO64− - její soli vznikají oxidací jodičnanů alkalických kovů v zásaditém prostředí chlornany