酸

根据斯万特·奥古斯特·阿伦尼乌斯的理论，酸（英语：acid，有时用“HA”表示）是指当溶解在水中时，溶液中氢离子的浓度大于纯水中氢离子浓度的化合物。换句话说，酸性溶液的pH值小于水的pH值（25℃时为水的pH值是7）。酸一般呈酸味，但是品尝酸（尤其是高浓度的酸）是非常非常危险的。酸可以和碱发生中和作用，生成水和盐。酸可分为无机酸和有机酸两种。与酸相对的一种物质是碱。

• 氢氯酸（盐酸）、硫酸和硝酸都被称为矿酸，因为它们从前都是透过矿物制得的。
• 浓酸具腐蚀性，而稀酸则具刺激性（稀氢氟酸也具有腐蚀玻璃的能力）。

提示：此条目页的主题不是酸味。

酸的定义

酸在化学中主要有以下三种定义：

1. 阿伦尼乌斯酸。指的是溶解于水时释放出的阳离子全部是氢离子（H⁺）的化合物。参看酸碱电离理论。
2. 布仑斯惕-劳里（Brønsted-Lowry）酸。这种定义认为能提供质子的粒子是酸。参看酸碱质子论。它比阿伦尼乌斯的定义要广泛，因为这种定义下的酸包含了不溶于水的物质。
3. 路易斯酸。酸被定义为电子的接受者，这是范围最广泛的定义，因为路易斯酸碱不需要氢或氧的存在。参看酸碱电子论。

酸的性质

• 带有酸味
• 酸性溶液（包含酸溶液）能使通用酸碱指示剂变成偏暖色。主要是因为酸能释放出氢离子（H⁺）。

其他指示剂：

• 蓝色石蕊试纸：酸能令蓝色石蕊试纸（一种能显示酸性的纸张）变成红色。
• 甲基橙：当pH值是0至3.1，酸能令甲基橙由黄色变成红色；当pH值是3.1至4.4，酸能令甲基橙由黄色变成橙色。
• 酸基本上对酚酞不会起颜色变化，维持无色，但当pH值小于0时，酚酞的颜色会转变成橙红色；在pH为0至8.2时为无色透明；在pH为8.2至12时为粉红色；在pH为12以上为无色。

• 所有酸的水溶液都能够导电，这是由于氢离子及酸根离子的存在，它们可以在电极之间作电荷交换，从而导电。因此酸也是一种电解质。
• 和活泼金属单质反应：

稀酸能与活泼金属单质（如钙、镁、铁、锌等）产生反应，生成盐和氢气。

稀酸 +金属→氢气 +盐

H₂SO₄ + Ca → H₂↑ + CaSO₄

H₂SO₄ + Mg → H₂↑ + MgSO₄

H₂SO₄ + Fe → H₂↑ + FeSO₄

H₂SO₄ + Zn → H₂↑ + ZnSO₄

2HCl + Ca → H₂↑ + CaCl₂

2HCl + Mg → H₂↑ + MgCl₂

2HCl + Fe → H₂↑ + FeCl₂

2HCl + Zn → H₂↑ + ZnCl₂

参见：金属活动性顺序

• 稀酸不会和铜、汞、银、铂、金等金属反应。稀硝酸和金属的反应比较特别，它会和金属产生氧化还原反应，生成一氧化氮NO（无色气体）而不会产生氢气(极稀的硝酸会和金属缓慢反应产生少量的氢气这点至今仍未被证实)。因此在工业中很少用硝酸直接与金属接触制备硝酸盐，多利用置换反应制造。
• 要注意的是金属单质铅Pb和稀酸（特别是硫酸H₂SO₄和盐酸HCl）的反应中，基于铅的活性较低，起初反应速度十分缓慢，而这反应还会在很短时间内停止。因为氯化铅PbCl₂和硫酸铅PbSO₄也是不水溶性的固体，它会覆盖在金属铅表面形成保护膜阻止了金属铅与酸反应，而令该反应逐渐停止。
• 钾K和钠Na由于太过活跃，会和水产生危险的爆炸性反应，因此工业上不会利用此方法制备钾盐和钠盐。
• 铝虽然也是十分活跃，但它一暴露在空气中就会与空气中的氧气生成致密氧化物保护膜，也会阻止了之后酸和金属铝的接触反应，所以金属铝不在此列。铝能够与稀的强酸（如稀盐酸，稀硫酸等）进行反应，生成氢气和相应的铝盐。在常温下，铝在浓硝酸和浓硫酸中被钝化，不与它们反应，所以浓硝酸是用铝罐（可维持约180小时）运输的。

• 和氢氧化物（碱）发生中和反应放出盐和水

酸 +碱→盐 +水。主要是因为酸中的氢离子（H⁺）和碱中的氢氧根离子OH⁻结合成水（H₂O），是复分解反应。

HCl + NaOH → H₂O + NaCl

H⁺ + OH⁻ → H₂O

• 和金属氧化物发生反应，生成盐和水

酸 ＋ 金属氧化物→水 ＋ 盐

2H⁺ + O²⁻ → H₂O

2HCl + CuO → CuCl₂ + H₂O

H₂SO₄ + CuO → CuSO₄ + H₂O

• 和盐反应（产生复分解反应）

酸 +盐→新盐 +新酸（强酸→ 弱酸）

2HCl + Na₂CO₃ → 2NaCl + H₂O + CO₂↑

H₂SO₄ + Ba(ClO₃)₂ → BaSO₄ + 2HClO₃

• 和碳酸盐反应生成盐、二氧化碳和水

碳酸盐 +稀酸→盐 +二氧化碳 +水

Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + CO₂ ↑+ H₂O

Na₂CO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + CO₂↑ + H₂O

CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O

CaCO₃ + H₂SO₄ → CaSO₄ + CO₂↑ + H₂O

• 和碳酸氢盐反应生成盐、二氧化碳和水

碳酸氢盐 +稀酸→盐 +二氧化碳 +水

NaHCO₃ + HCl → NaCl + CO₂↑ + H₂O

2NaHCO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2CO₂↑+ 2H₂O

Ca(HCO₃)₂ + 2HCl → CaCl₂ + 2CO₂↑ + 2H₂O

Ca(HCO₃)₂ + H₂SO₄ → CaSO₄ + 2CO₂↑ + 2H₂O

酸的分类

按酸分子是否含氧分类

• 含氧酸

• 无氧酸

依电离氢离子数目分类

盐基度是一种酸的每个分子最多能电离出的氢离子的数目。

• 盐基度 = 1：一元酸——如氢氯酸、硝酸、亚硝酸、乙酸

HCl → H⁺ + Cl ⁻

HNO₃ → H⁺ + NO₃⁻

HNO₂ → H⁺ + NO₂⁻

• 盐基度 = 2：二元酸——如硫酸、亚硫酸、碳酸

H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻

H₂SO₃ → 2H⁺ + SO₃²⁻

H₂CO₃ → 2H⁺ + CO₃²⁻

• 盐基度 = 3：三元酸——如磷酸、柠檬酸

H₃PO₄ → 3H⁺ + PO₄³⁻

H₈C₆O₇ → 3H⁺ + H₅C₆O₇³⁻

除一元酸以外的酸都称为二元酸或多元酸。

酸性与氢离子的关系

所有酸在水溶液中，在特定条件下，可以产生可供化学反应的（水合）氢离子H₃O⁺，从而表达出酸性。这包括两类情形：

• 常见的易溶酸如H₃PO₄，在溶液中电离产生H₃O⁺：

H₃PO₄ + H₂O → H₃O⁺ + H₂PO₄⁻

难溶酸如H₄SiO₄，其溶于水的分子亦可电离产生H₃O⁺：

H₄SiO₄ + H₂O → H₃O⁺ + H₃SiO₄⁻

电离产生的H₃O⁺可与碱发生化学反应。当酸充分强时，电离产生的H₃O⁺浓度大，可与活泼金属反应产生氢气，或与特定的盐发生复分解反应。

• 某些酸如H₃BO₃，Al(OH)₃，溶于水的分子本身不能电离产生H⁺。它们作为路易斯酸体现酸性，即，与水电离产生的OH^-结合，释放水电离产生的H₃O⁺参与反应，从而表达出酸性：

H₃BO₃ + 2H₂O → H₃O⁺ + B(OH)₄⁻

Al(OH)₃ + 2H₂O → H₃O⁺ + Al(OH)₄⁻

纯水电离产生的H₃O⁺与OH^-浓度相同。酸性物质溶于水的分子将以上述两类方式之一造成H₃O⁺浓度上升，超过OH^-浓度。酸溶液的H₃O⁺离子浓度愈高，其酸度就愈高。

浓酸的危险性

• 浓酸常有强烈腐蚀性，有些还伴有其他特性，如具有强氧化性和脱水能力的浓硫酸，能对人体造成严重的化学烧伤。
• 浓酸的特性：

• 浓氢氯酸含35%氯化氢分子，浓度约为11M，是无色液体，具高度挥发性和腐蚀性。

• 浓硝酸含70%HNO₃分子，浓度约为16M，是无色液体（但很多时候因有分解反应令浓硝酸溶有红棕色的二氧化氮），具高度挥发性，易分解出有毒的二氧化氮气体，硝酸有极强氧化性，因此造成极强腐蚀性。自我分解反应如下：4 HNO₃ → 2 H₂O + 4 NO₂ + O₂

• 浓硫酸含98%硫酸分子，浓度约为18M，是无色油状液体，不具挥发性，但具极强的腐蚀性、氧化性和脱水性。

浓酸处理注意事项

• 浓酸应安放在通风柜中。
• 人手处理浓酸时要戴防护手套和安全眼镜。
• 稀释浓酸时，是要慢慢地把浓酸加入搅动中大量水中而不能相反，否则可引致沸腾（突沸），水连同强酸溅出可引致极大的危险。
• 若被强酸溅到人体，应立即用大量流动的清水冲洗伤口至少10至15分钟，再用小苏打（NaHCO₃）溶液冲洗，严重则要立即送医治理。

强酸

主条目：强酸

常见的强酸──硫酸的立体模型

强酸是指在水溶液中完全电离的酸（硫酸这类多元酸不在此限），或以酸度系数的概念理解，则指pK_a值< −1.74的酸。这个值可以理解为在标准状况下，氢离子的浓度等同于加入强酸后的溶液浓度。

大部分强酸均是腐蚀性的，但当中亦有例外。例如超强酸当中的碳硼烷酸（H(CHB₁₁Cl₁₁)），其酸性比硫酸高百万倍，但却完全不带有腐蚀性^[1]；相反，弱酸当中的氢氟酸（HF）却带有高度腐蚀性。它能够溶解极大部分的金属氧化物，诸如玻璃及除了铱以外的所有金属^[2]。

强酸在水溶液中完全离解的化学方程式如下所示：

HA(aq) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + A⁻(aq)

一般酸不会在水中完全离解，因此多以化学平衡而不是完全反应的形式表示，弱酸就是指不完全离解的酸。用酸度系数作为区别强酸与弱酸的作用并不明显（因为数值差距较难理解及不明显），因此用方程式去区别两者更为合理。

由于强酸在水溶液中完全离解，因此氢离子在水中的浓度等同于将该酸带到其他的溶液当中：

[HA] = [H⁺] = [A⁻]；pH = −log[H+]

酸性强度的判别

除了透过计算pH值来衡量不同酸的强度外，透过观察以下的性质也可以判别出不同类别的酸的强度：

1. 电负性：在同一元素周期下其共轭碱的负电性愈高，它的酸度就愈高。
2. 原子半径：原子半径增加，其酸度也会增加。以氢氯酸及氢碘酸为例，两者均是强酸，在水中均会电离出100%的相应离子。但是氢碘酸的酸度比氢氯酸要强，这是因为碘的原子半径远大于氯的原子半径。带有负电荷的碘阴离子拥有较离散的电子云，因此与质子（H⁺）的吸力较弱，因此，氢碘酸电离（去质子化）的速度更快（二者酸性的差别可在酸性更强的溶剂，如乙酸中测出，因为在乙酸中二者均只能部分电离而可体现出差别）。
3. 电荷：电离后的物质愈带有正电荷，就愈高酸度。因此中性离子较阴离子容易放出质子，阳离子也比起其他分子均具有更高酸度。

酸度 

酸度，一种新的酸碱度定义，可以取代过去一直沿用的pH表示酸碱度。此一定义首先由荷兰化学家亨克·凡·鲁贝克（Henk van Lubeck）在美国《化学教育杂志》上提出^[3]。

定义

${\displaystyle AG=\log {[{\mbox{H}}^{+}] \over [{\mbox{OH}}^{-}]}\,\!=pOH-pH}$

式中${\displaystyle [{\mbox{H}}^{+}]\,\!}$和${\displaystyle [{\mbox{OH}}^{-}]\,\!}$分别代表氢离子和氢氧根离子的物质的量浓度。

优势

与pH相比，它有如下3个明显的优势：

• 酸度的数值越大说明溶液酸性越强，符合物理定义的语言习惯。
• 取对数的是无量纲的比值，对数函数返回值同样无量纲，这符合对数函数的特点。
• 不管在任何温度下，中性的溶液AG永远是0。与此不同的是，习惯上认定25摄氏度的中性溶液pH=7，其他温度下中性溶液的pH都不是7。

此外，AG的值域是${\displaystyle \mathbb {R} }$，而传统上pH的值域是0~14。

常见强酸

（从强到弱）

• 高氯酸HClO₄
• 氢碘酸HI
• 氢溴酸HBr
• 盐酸HCl
• 硫酸H₂SO₄（K_a1/只限于第一酸度系数）
• 硝酸HNO₃
• 水合氢离子H₃O⁺或H⁺。为方便起见，通常会以H⁺取代H₃O⁺。但要注意的是，单独而孤立的质子在带有极性的水中不可能存在，而是常与水分子的其中一对孤偶电子对结合。这使在水合氢离子中的氧的形式电荷为+1。
• 一些化学家将氯酸（HClO₃），溴酸（HBrO₃），高溴酸（HBrO₄），碘酸（HIO₃），和高碘酸（HIO₄）也列为强酸，但是没有被公认。

超强酸

主条目：超强酸

超强酸通常指酸性比纯硫酸更强的酸。简单的超强酸包括三氟甲磺酸（CF₃SO₃H）和氟磺酸（FSO₃H），它们的酸性都是硫酸的上千倍。在更多的情况下，超强酸不是单一纯净物而是几种化合物的混合物。

超强酸这一术语由詹姆斯·布莱恩特·科南特（James Bryant Conant）于1927年提出。乔治·安德鲁·欧拉因其在碳正离子和超强酸方面的研究获得1994年诺贝尔化学奖。

常见的超强酸（从最强到最弱）：

• 氟锑酸 HFSbF₅ (1990) (pKa值= -28)
• 魔酸 FSO₃HSbF₅ (1974) (pKa值= -25)
• 碳硼烷酸 H(CHB₁₁Cl₁₁) (1969) (pKa值= -18.0)
• 氟磺酸 FSO₃H (1944) (pKa值= -15.6)
• 三氟甲磺酸 CF₃SO₃H (1940) (pKa值= -14.6)
• 固体超强酸 SbF5-SiO2-Al2O3，SbF5-TiO2-SiO2 (pKa值= -13.75 ~ -14.52)
• 高氯酸 (pKa值= -13)
• 纯硫酸 (pKa值= -11.93)

注：pKa值，哈米特酸度函数

酸的制备

1. 酸和盐的复分解反应，生成新酸和新盐
2. 酸性氧化物和水的化合反应
3. 非金属单质和氢的化合反应

常见的无机酸

主条目：无机酸列表

食物中的酸

所有存在于天然食物中的有机酸都是弱酸。

• 抗坏血酸（维生素C） - 可在水果中找到
• 乙酸（醋酸） - 可在醋中找到
• 单宁酸 - 可在茶中找到
• 酒石酸 - 可在葡萄中找到
• 柠檬酸 - 可在橙和柠檬等水果中找到
• 苯甲酸 - 可在蚝油找到

参考

1. Christopher A. Reed. Carborane acids. New "strong yet gentle" acids for organic and inorganic chemistry (PDF). Chem. Commun.: 1669–1677. [2008-05-03]. ISSN 1359-7345. doi:10.1039/b415425h. （原始内容 (Full article (reprint))存档于2020-05-11）.
2. Strachan, John. A deadly rinse: The dangers of hydrofluoric acid. Professional Carwashing & Detailing. January 1999 [2008-04-30]. （原始内容存档于2008-04-09）.
3. Why Not Replace pH and pOH by Just One Real Acidity Grade, AG? （页面存档备份，存于互联网档案馆） - Journal of Chemical Education July 1999 Vol. 76 No. 7 p. 892

参看

• 碱、盐基
• PH指示剂
• ph试纸
• pH值