O ácido clórico (HClO₃) é um oxiácido inorgânico do cloro. É um ácido forte (pKa ~ -2)^[1] e um forte agente oxidante, cujo poder depende do pH do meio e é substancialmente maior em soluções ácidas^[2].

Não é muito estável na forma pura; no entanto, sua estabilidade aumenta consideravelmente em solução aquosa, livre de impurezas e protegidas da luz^[3] e mais ainda quando sal^[4]. Na forma de solução, pode chegar a concentrações de até 30% em água fria, ou até 40% a pressão reduzida, mas que é logo acompanhada de sua decomposição em ácido perclórico (HClO₄) e a evolução de gases cloro, oxigênio e dióxido de cloro^[2]:

8HClO_3(aq) → 4HClO_4(aq) + 2H₂O_(l) + 2Cl_2(g) + 3O_2(g)

3HClO_3(aq) → HClO_4(aq) + H₂O_(l) + 2ClO_2(g)

A tabela a seguir traz a densidade relativa de diferentes concentrações de ácido clórico^[3].

O ácido clórico explode caso se tente evaporá-lo à secura^[5]. Ao ser aquecido, se decompõe liberando os gases oxigênio (O₂) e dióxido de cloro (ClO₂). Em temperaturas mais brandas, a decomposição do ácido clórico ocorre com o seu desproporcionamento, produzindo ácido perclórico (HClO₄) e ácido clorídrico (HCl)^[4].

4HClO_3(aq) → 4ClO_2(g) + 2H₂O_(g) + O_2(g)

A decomposição dos cloratos depende de fatores termodinâmicos e cinéticos. Óxidos tendem a ser favorecidos na presença de um cátion polarizante forte (como magnésio, metais de transição e lantanídeos), enquanto a formação de cloreto é observada em cloratos de metais alcalinos, alcalinoterrosos e prata^[2]. Os cloratos desproporcionam tanto em meio ácido quanto em meio básico:

4ClO₃^-_(aq) ⇌ 3ClO₄^-_(aq) + Cl^-_(aq)    ∆rGº = -24kJ.mol^-1        K=1,4.10²⁵

No entanto, a reação é lenta tanto em pH alto quanto em pH baixo, e o ácido clórico é um ácido forte, de modo que os íons ClO₃^- podem ser facilmente manuseados em solução aquosa^[6].