酸
化合物名稱
酸：化學上是指在水溶液中電離時產生的陽離子都是氫離子的化合物。可分為無機酸、有機酸。酸鹼質子理論認為：能釋放出質子的物質總稱為酸。路易斯酸鹼理論認為親電試劑或電子受體都是路易斯酸。
電離時生成的陽離子全部是氫離子(H+)的化合物叫做酸，或者溶於水並能釋放質子形成H3O+(水合氫離子）的物質也是酸。H3O+的濃度越高，溶液酸性越強。即使是純水中也存在H3O+，其濃度為10-7mol/L。這是由於質子從一個水分子跑到另一個水分子所造成的。在傳統意義上，H3O+的濃度還取決於氫離子的濃度，雖然水溶液中的大部分氫離子是以H3O+形式存在的。
酸是一類化合物的統稱。
酸在化學中狹義的定義是：在水溶液中電離出的陽離子全部都是氫離子的化合物。由阿倫尼烏斯提出，此理論即為阿倫尼烏斯酸鹼理論。
廣義定義是：能夠接受電子對的物質。
酸鹼質子理論：較廣義的定義，則認為反應中能提供質子的是酸，反之為鹼，此定義稱為布朗斯特(J. M. Bronsted)-勞里(T. M. Lowry)酸。此理論為酸鹼質子理論。
Bronsted酸性是酸鹼質子理論中的概念，代表某物質釋放質子（H）的能力。具體說來，某物質HA，放出H后，變成A，則其Bronsted酸性是反應 HA = H + A 的平衡常數。該平衡常數越大，HA越容易釋放質子，則其Bronsted酸性越強。
路易斯酸鹼理論：由美國人路易斯(G. N. Lewis)提出。此理論定義酸為電子對的接受者，稱為路易斯酸，範圍更為廣泛。酸鹼反應是電子對接受體與電子對給予體之間形成配位共價鍵的反應。
軟硬酸鹼理論：軟硬酸鹼理論是路易斯酸鹼理論的延伸。在軟硬酸鹼理論中，酸、鹼都被分別歸為“硬”、“軟”兩種。
①鹽酸（氫氯酸）（HCl）大多數氯化物均溶於水，電位序在氫之前的金屬及大多數金屬氧化物和碳酸鹽都可溶於鹽酸中，另外，Cl—還具有一定的還原性，並且還可與很多金屬離子生成配離子而利於試樣的溶解。常用來溶解赤鐵礦（Fe₂O₃）、輝銻礦（Sb₂S₃）、碳酸鹽、軟錳礦(MnO₂)等樣品。
②硝酸(HNO₃)具有較強的氧化性，幾乎所有的硝酸鹽都溶於水，除鉑、金和某些稀有金屬外，濃硝酸幾乎能溶解所有的金屬及其合金。鐵、鋁、鉻等會被硝酸鈍化，溶解時加入非氧化酸，如鹽酸除去氧化膜即可很好的溶解。幾乎所有的硫化物也都可被硝酸溶解，但應先加入鹽酸，使硫以H₂S的形式揮發出去，以免單質硫將試樣裹包，影響分解。除此之外，硝酸還很不穩定，在加熱或光照的條件下能夠分解成水、二氧化氮和氧氣，並且硝酸濃度越高，就越容易分解。硝酸還有強氧化性，它能跟一些金屬、非金屬及還原性物質反應，結果，氮元素化合價降低，變為二氧化氮或一氧化氮（濃硝酸與金屬非金屬等反應生成二氧化氮，稀硝酸則生成一氧化氮）。另外，硝酸還可與蛋白質反應，使之變黃。
酸雨破壞的樹木
酸雨破壞的樹木
③硫酸（H₂SO₄）除鈣、鍶、鋇、鉛外，其它金屬的硫酸鹽都溶於水。熱的濃硫酸具有很強的氧化性和脫水性，常用於分解鐵、鈷、鎳等金屬和鋁、鈹、銻、錳、釷、鈾、鈦等金屬合金以及分解土壤等樣品中的有機物等。硫酸的沸點較高（338℃），當硝酸、鹽酸、氫氟酸等低沸點酸的陰離子對測定有干擾時，常加硫酸並蒸發至冒白霧（SO₃）來驅除。濃硫酸還有一些特殊性質：
『吸水性』濃硫酸可吸收物質表面的濕存水和氣態物質中的水蒸氣。例如，將濃硫酸敞口放在空氣中，它將會吸收空氣中的水蒸氣，結果濃度變低。並且放出大量的熱。
『脫水性』濃硫酸能將鹽的結晶水或非遊離態水以及某些有機物中的H、O元素以2：1的原子個數比脫出來，並生成水。
④硒酸（H₂SeO₄）selenic acid
分子量： 144.9 白色六方柱晶體，極易吸潮。熔點(℃)： 58沸點(℃)： 260(分解）相對密度： 2.95 ×10^3kg/m³，易溶於水，不溶於氨水，溶於硫酸。不燃，具強腐蝕性、強刺激性，可致人體灼傷。具有強氧化性與強酸性（均強於硫酸）。其水溶液有腐蝕性和強烈的刺激性。
⑤磷酸（H₃PO₄）磷酸根具有很強的配位能力，因此，幾乎90%的礦石都能溶於磷酸。包括許多其它酸不溶的鉻鐵礦、鈦鐵礦、鈮鐵礦、金紅石等，對於含有高碳、高鉻、高鎢的合金也能很好的溶解。單獨使用磷酸溶解時，一般應控制在500～600℃、5min以內。若溫度過高、時間過長，會析出焦磷酸鹽難溶物、生成聚硅磷酸粘結於器皿底部，同時也腐蝕了玻璃。純凈的磷酸是無色晶體，熔點42.3攝氏度，高沸點酸，易溶於水。磷酸是三元中強酸，分三步電離，不易揮發，不易分解，幾乎沒有氧化性。
⑥高氯酸（HClO₄）熱的、濃高氯酸具有很強的氧化性，能迅速溶解鋼鐵和各種鋁合金。是酸性最強的無機酸。能將Cr、V、S等元素氧化成最高價態。高氯酸的沸點為203℃，蒸發至冒煙時，可驅除低沸點的酸，殘渣易溶於水。高氯酸也常作為重量法中測定SiO₂的脫水劑。使用HClO₄時，應避免與有機物接觸，以免發生爆炸。
⑦氫氟酸（HF）氫氟酸的酸性很弱(氫氟酸與五氟化銻的混合物—氟銻酸酸性極強，比純硫酸要強2×10^19倍），但 F¯的配位能力很強，能與 Fe、Al、Ti(Ⅳ)、Zr(Ⅳ)、W(Ⅴ)、Nb(Ⅴ)、Ta(Ⅴ)、U(Ⅵ)等離子形成配離子而溶於水，並可與硅形成SiF4而逸出。能腐蝕玻璃。
⑧氫溴酸（HBr）無色或淺黃色液體，微發煙。分子量80.92，氣體相對密度（空氣=1）3.5；液體相對密度2.77(-67℃)；HBr47%水溶液1.49。熔點-88.5℃，沸點-67.0℃。易溶於氯苯、二乙氧基甲烷等有機溶劑。能與水、醇、乙酸混溶。露於空氣及日光中因溴遊離，色漸變暗。強酸性，具有與鹽酸相似的刺激味。除鉑、金和鉭等金屬外，對其他金屬皆腐蝕，生成金屬溴化物。還具有強還原性，能被空氣中的氧及其他氧化劑氧化為溴。
⑨氫碘酸（HI）能與氟、硝酸、氯酸鉀等劇烈反應。和鹼金屬接觸會爆炸。加熱可產生有毒的碘蒸汽。遇水或水蒸氣時有強腐蝕性，能灼傷皮膚。
⑩氫氰酸（HCN）化學品中文名稱：氰化氫，氫氰酸（水溶液）化學品英文名稱： hydrogen cyanid技術說明書編碼： 826 CAS No.： 74-90-8分子式： HCN分子結構： C原子以sp雜化軌道成鍵、存在碳氮叄鍵，分子為極性分子。分子量： 27.03
酸的用途很廣﹐許多工業和實驗室都要用酸﹐常用的有硫酸﹑鹽酸﹑硝酸。許多化學反應在水溶液中進行﹐pH值很重要。如將二氧化碳通入含Ca的溶液﹐能否得到碳酸鈣沉澱﹐取決於溶液的pH值﹐某些反應須在恆定的pH值下進行﹐為此常用弱酸(鹼)及其鹽的溶液作緩衝溶液。正常人的血液pH≈7.4(其中含有HCO和HCO﹑HPO和HPO)﹐稍微變動就會影響健康。
濃酸的危險性：
濃酸常有強烈腐蝕性，有些還伴有其他特性，如具有強氧化性和脫水能力的濃硫酸，能對人體造成嚴重的化學燒傷。
濃酸的特性：
濃硫酸
濃硫酸
濃氫氯酸含35%氯化氫分子，濃度約為11M，是無色液體，具高度揮發性和腐蝕性。
濃硝酸含70%HNO3分子，濃度約為16M，是無色液體(但很多時候因有分解反應令濃硝酸溶有紅棕色的二氧化氮)，具高度揮發性，易分解出有毒的二氧化氮氣體，硝酸有極強氧化性，因此造成極強腐蝕性。自我分解反應如下:4 HNO3 → 2 H2O + 4 NO2 + O2
濃硫酸含98%硫酸分子，濃度約為18M，是無色油狀液體，不具揮發性，但具極強的腐蝕性、氧化性和脫水性。
濃酸注意事項：
濃酸應安放在通風櫃中。人手處理濃酸時要戴防護手套和安全眼鏡。
稀釋濃酸時，是要慢慢地把濃酸加入攪動中大量水中而不能相反，否則可引致沸騰(突沸)，水連同強酸濺出可引致極大的危險。
強酸，是指在水溶液中完全電離的酸（硫酸這類多元酸不在此限），或以酸度係數的概念理解，則指pKa值 < 1.74的酸。這個值可以理解為在標準狀況下，氫離子的濃度等同於加入強酸后的溶液濃度。
大部分強酸均是腐蝕性的，但當中亦有例外。例如超強酸當中的碳硼烷酸(H(CHB11Cl11)，其酸性比硫酸高百萬倍，但卻完全不帶有腐蝕性[1]；相反，弱酸當中的氫氟酸（HF）卻帶有高度腐蝕性。它能夠溶解極大部分的金屬氧化物，諸如玻璃及除了銥以外的所有金屬[2]。
強酸在水溶液中完全離解的化學方程式如下所示：
HA(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + A?(aq)
一般酸不會在水中完全離解，因此多以化學平衡而不是完全反應的形式表示，弱酸就是指不完全離解的酸。用酸度係數作為區彆強酸與弱酸的作用並不明顯（因為數值差距較難理解及不明顯），因此用方程式去區別兩者更為合理。
由於強酸在水溶液中完全離解，因此氫離子在水中的濃度等同於將該酸帶到其他的溶液當中：
[HA] = [H+] = [A-]；pH = -log[H+]
所有存在於天然食物中的有機酸都是弱酸。
抗壞血酸（維生素C） - 可在水果中找到
乙酸（醋酸） - 可在醋中找到
單寧酸 - 可在茶中找到
酒石酸 - 可在葡萄中找到
檸檬酸 - 可在橙和檸檬中找到
檸檬中含有檸檬酸
苯甲酸 - 可在蚝油找到
人們對酸鹼的認識經歷了一個由淺人深，由低級到高級的認識過程。最初，人們對酸鹼的認識只單純地限於從物質所表現出來的性質上來區分酸和鹼。認為具有酸味、能使石蕊試液變為紅色的物質是酸；而鹼就是有澀味、滑膩感，使紅色石蕊變藍，並能與酸反應生成鹽和水的物質。1684年，Robert Boyle寫到肥皂溶液是鹼，能使被酸變紅了的蔬菜恢復顏色。這可能是最早的有關酸、鹼的記載了。後來，人們試圖從組成上來定義酸。1777年法國化學家A. L. Lavoisier 提出了所有的酸都含有氧元素。後來從鹽酸不含有氧的這一事實出發，1810年，英國化學家S. H. Davy 指出，酸中的共同元素是氫，而不是氧。隨著人們認識的不斷深化,1884年，瑞典化學家S.Arrhenius根據電解質溶液理論，定義了酸和鹼。
酸一般有腐蝕性。弱酸在水溶液中存在電離平衡如下﹕
[HA]﹑[H]﹑[A]分別是HA﹑H﹑A的物質的量濃度﹐是弱酸HA的電離平衡常數。例如﹐298K時乙酸的電離常數為1.8×10﹐氫氟酸為7.2×10。電離平衡常數隨弱電解質的濃度和溫度有很小的變化。
在一定溫度下﹐弱酸的電離度因溶液變稀而增大﹐如0.10﹑1.0×10﹑1.0×10乙酸的電離度分別為1.34﹑13.4﹑42%﹐無限稀釋時完全電離。
多元弱酸的電離是分步進行的。例如﹐磷酸分三步電離﹐每步都有相應的電離平衡常數﹕
水是無機化合物極好的溶劑﹐離子能被水分子強烈吸引而穩定﹐酸中 H是裸露的質子﹐直徑為10皮米﹐能強烈地與水分子結合成H₃O。例如﹐水合高氯酸晶體HClO₄·H₂O實際上是由H₃O和ClO₄組成﹐在水溶液中H₃O和其他三個水分子結合成H₂O。常用H表示水溶液中的氫離子。
酸的通性：
（1）跟酸鹼指示劑反應
紫色石蕊試液遇酸變紅色 無色酚酞試液遇酸不變色
（2）跟活潑金屬（金屬活動性順序表中比氫強的金屬）發生置換反應：
酸 + 金屬→ 鹽 + 氫氣
例：2HCl+Fe=FeCl₂+H₂↑
（3）跟鹼性氧化物反應：
酸 +鹼性氧化物→ 鹽+水
3H₂SO₄+Fe₂O₃=Fe₂(SO₄)₃+3H₂O
（4）跟某些鹽反應
酸 + 鹽 → 新酸 + 新鹽
H₂SO₄+BaCl₂=2HCl+BaSO₄ ↓
（5）跟鹼發生中和反應
酸 + 鹼 → 鹽 + 水
2HCl+Ba(OH)₂=BaCl₂+2H₂O
像以上的（3）（4）（5）反應中，都是兩種化合物互相交換成分，生成新的兩種化合物，我們把它叫做複分解反應。
複分解反應是有一定的要求的，要求反應物必須要溶於水
（如果有酸，只須酸溶於水即可），而且生成的產物中必須要有氣體或沉澱或水（其中1個即可）。
註：若生成H₂CO₃必須寫成H₂O + CO₂↑
正如 Na₂CO₃ + 2HCl =2NaCl + H₂O + CO₂↑ 這裡有氣體生成，（也有水生成）
BaCl₂ + Na₂SO₄ =BaSO₄↓ + 2NaCl 這裡BaSO₄是一種不溶於水的沉澱
NaCl能和硫酸反應因為生成的HCl逸出使反應不斷正向移動，此反應可用於實驗室製取HCl氣體。
1.根據有機無機分為無機酸和有機酸
2.根據是否含氧分為含氧酸和無氧酸
含氧酸（如硫酸H₂SO₄、碳酸H₂CO₃等）無氧酸（如鹽酸HCl、氫氟酸HF等）
3.根據從酸分子中可以電離出H的個數
可以分為一元酸（HCl）、二元酸（H₂SO₄）、三元酸（H₃PO₄）
4.根據酸性強弱將酸分為強酸，中強酸，弱酸（是否能完全電離）
強酸(HCl等) 中強酸（H₃PO₄等）弱酸（H₂CO₃等）
5.根據是否是中心原子得電子分為強氧化性酸和非強氧化性酸
強氧化性酸（HNO₃等）
①加紫色石蕊試液變紅色的是酸溶液
②加活潑金屬Mg、Fe、Zn等有氫氣放出
根據酸在水溶液中電離度的大小，有強酸和弱酸之分，一般認為，強酸在水溶液中完全電離，如鹽酸、硝酸；弱酸在水溶液中部分電離，如乙酸、碳酸。
● 含氧酸﹐將其較為常見的一種稱某酸﹐其他含氧酸按成酸元素的氧化數較某酸高﹑低或有無過氧─O─O─結構而命名。例如氯酸HClO₃(氯的氧化數為+5)﹑高氯酸HClO4(氧化數+7)﹑亞氯酸HClO₂(氧化數為+3)﹑次氯酸HClO(氧化數+1)﹔又如HSO﹑H₂S₂O8中含有─O─O─鍵﹐稱過氧一硫酸﹑過氧二硫酸。兩個簡單含氧酸縮去一分子水後生成的酸稱焦酸(或稱一縮某酸)﹐也有用重作詞頭來命名的簡單含氧酸脫去(全部)氫氧基而生成的基稱醯基﹐如─SO─稱硫醯基﹐CrOCl稱鉻醯氯。若把含氧酸的化學式寫成MO(OH)(M為金屬)﹐就可以根據 值來判斷常見含氧酸的強弱﹕ =0 極弱酸﹐如硼酸H₃BO₃
（1）非金屬的非金屬性越強最高價含氧酸的酸性越強
（2）同主族非金屬氫化物溶於水后的酸性，從上到下酸性越來越強
（3）同一非金屬元素不同價態含氧酸的酸性，非金屬的價態越高酸性越強
中學階段常見的強酸有：鹽酸、硫酸、高氯酸、氫溴酸、氫碘酸。
常見的中強酸有：磷酸、亞硫酸。
常見的弱酸有：氫氟酸、醋酸、氫硫酸、碳酸、次氯酸、硅酸、偏鋁酸。
（1）強酸制弱酸
反應的本質是生成了弱電解質或更弱電解質。
例如：實驗室制二氧化硫、實驗室制二氧化碳、實驗室制硫化氫氣體、工業制磷酸。
（2）氣體除雜
中性氣體中若有酸性氣體可以將混合氣體通入鹼性溶液中來除去雜質氣體。對於弱酸性氣體中含有較強的酸性氣體可以將酸性氣體通入前者的飽和酸式鹽溶液中，這樣既除去了雜質氣體，又不會引入新雜質還可以減少因為氣體溶解而損耗原氣體。
（3）判斷離子共存
因為弱酸在水中都不完全電離，所以無論是弱酸根離子，弱酸的酸式根離子都不和 大量共存，而且因為弱酸的酸式根離子還能電離出，所以它還不能和 大量共存。
常見酸的酸性強弱
HClO4>HI>HBr>HCl>HNO3>H2SeO4>H2SO4>HClO3（以 上為 強酸） >H2C2O4( 草 酸）>H2SO3>H3PO4>CH3COCOOH （丙 酮酸） >HNO2>HF>HCOOH>( 以 上 為 中 強 酸） C3H6O3 （乳酸） >C6H5COOH( 苯 甲 酸 )>CH2=CH-COOH( 丙 烯酸)>CH3COOH>C2H5COOH(丙酸 )>C17H33COOH(油酸 )>C17H35COOH（硬脂酸） >H2CO3>H2S>HClO>H3BO3>H2SiO3 >C6H5OH（苯酚）
酸性常用該酸的標準溶液（溫度 25 ℃，標壓，C=1.0mol/L) 的PKa 表示，即酸度常數。
在弱酸中，應依照酸的解離常數來判斷。 （數值越小酸性越強）
HIO30.31 H2S2O30.6 H4P2O70.7 H2CrO4 0.74 HSCN 0.9H3PO2 1.23 H3PO3 1.43 H2SO3 1.91 HClO2 1.95 H3PO4 2.18H3AsO4 2.21 HNO2 3.15 HF 3.17 HCNO 3.48 H2CO3 6.35H2S 7.02 HClO 7.53 HBrO 8.63 HCN 9.21 H3BO3 9.24H3AsO3 9.29 H2SiO3 9.77 HIO 10.64 H2O2 11.65 HAlO2 12.2
