酸

根據斯萬特·奧古斯特·阿倫尼烏斯的理論，酸（acid，有時用「HA」表示）是指當溶解在水中時，溶液中氫離子的濃度大於純水中氫離子濃度的化合物。換句話說，酸性溶液的pH值小於水的pH值（25℃時為水的pH值是7）。酸一般呈酸味，但是品嘗酸（尤其是高濃度的酸）是非常危險的。酸可以和鹼發生中和作用，生成水和鹽。酸可分為無機酸和有機酸兩種。與酸相對的一種物質是鹼。

- 氫氯酸（鹽酸）、硫酸和硝酸都被稱為礦酸，因為它們從前都是透過礦物製得的。
- 濃酸具腐蝕性，而稀酸則具刺激性（稀氫氟酸也具有腐蝕玻璃的能力）。

## 酸的定義

酸在化學中主要有以下三種定義：

- 阿倫尼烏斯酸。指的是溶解於水時釋放出的陽離子全部是氫離子（H+）的化合物。參看酸鹼電離理論。
- 布侖斯惕-勞里（Brønsted-Lowry）酸。這種定義認為能提供質子的粒子是酸。參看酸鹼質子論。它比阿倫尼烏斯的定義要廣泛，因為這種定義下的酸包含了不溶於水的物質。
- 路易斯酸。酸被定義為電子的接受者，這是範圍最廣泛的定義，因為路易斯酸鹼不需要氫或氧的存在。參看酸鹼電子論。

## 酸的性質

- 帶有酸味
- 酸性溶液（包含酸溶液）能使通用酸鹼指示劑變成偏暖色。主要是因為酸能釋放出氫離子（H+）。

其他指示劑：

- 藍色石蕊試紙：酸能令藍色石蕊試紙（一種能顯示酸性的紙張）變成紅色。
- 甲基橙：當pH值是0至3.1，酸能令甲基橙由黃色變成紅色；當pH值是3.1至4.4，酸能令甲基橙由黃色變成橙色。
- 酸基本上對酚酞不會起顏色變化，維持無色，但當pH值小於0時，酚酞的顏色會轉變成橙紅色；在pH為0至8.2時為無色透明；在pH為8.2至12時為粉紅色；在pH為12以上為無色。
- 所有酸的水溶液都能夠導電，這是由於氫離子及酸根離子的存在，它們可以在電極之間作電荷交換，從而導電。因此酸也是一種電解質。

稀酸能與活潑金屬單質（如鈣、鎂、鐵、鋅等）產生反應，生成鹽和氫氣。

稀酸 +金屬→氫氣 +鹽

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

- 稀酸不會和銅、汞、銀、鉑、金等金屬反應。稀硝酸和金屬的反應比較特別，它會和金屬產生氧化還原反應，生成一氧化氮NO（無色氣體）而不會產生氫氣(極稀的硝酸會和金屬緩慢反應產生少量的氫氣這點至今仍未被證實)。因此在工業中很少用硝酸直接與金屬接觸製備硝酸鹽，多利用置換反應製造。
- 要注意的是金屬單質鉛Pb和稀酸（特別是硫酸H2SO4和鹽酸HCl）的反應中，基於鉛的活性較低，起初反應速度十分緩慢，而這反應還會在很短時間內停止。因為氯化鉛PbCl2和硫酸鉛PbSO4也是不水溶性的固體，它會覆蓋在金屬鉛表面形成保護膜阻止了金屬鉛與酸反應，而令該反應逐漸停止。
- 鉀K和鈉Na由於太過活躍，會和水產生危險的爆炸性反應，因此工業上不會利用此方法製備鉀鹽和鈉鹽。
- 鋁雖然也是十分活躍，但它一暴露在空氣中就會與空氣中的氧氣生成緻密氧化物保護膜，也會阻止了之後酸和金屬鋁的接觸反應，所以金屬鋁不在此列。鋁能夠與稀的強酸（如稀鹽酸，稀硫酸等）進行反應，生成氫氣和相應的鋁鹽。在常溫下，鋁在濃硝酸和濃硫酸中被鈍化，不與它們反應，所以濃硝酸是用鋁罐（可維持約180小時）運輸的。
- 和氫氧化物（鹼）發生中和反應放出鹽和水

酸 +鹼→鹽 +水。主要是因為酸中的氫離子（H+）和鹼中的氫氧根離子OH−結合成水（H2O），是複分解反應。

HCl + NaOH → H2O + NaCl

H+ + OH− → H2O

- 和金屬氧化物發生反應，生成鹽和水

酸 ＋ 金屬氧化物→水 ＋ 鹽

2H+ + O2− → H2O

2HCl + CuO → CuCl2 + H2O

H2SO4 + CuO → CuSO4 + H2O

- 和鹽反應（產生複分解反應）

酸 +鹽→新鹽 +新酸（強酸→ 弱酸）

2HCl + Na2CO3 → 2NaCl + H2O + CO2↑

H2SO4 + Ba(ClO3)2 → BaSO4 + 2HClO3

- 和碳酸鹽反應生成鹽、二氧化碳和水

碳酸鹽 +稀酸→鹽 +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

- 和碳酸氫鹽反應生成鹽、二氧化碳和水

碳酸氫鹽 +稀酸→鹽 +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

## 酸的分類

### 按酸分子是否含氧分類

- 含氧酸
- 無氧酸

### 依電離氫離子數目分類

鹽基度是一種酸的每個分子最多能電離出的氫離子的數目。

- 鹽基度 = 1：一元酸——如氫氯酸、硝酸、亞硝酸、乙酸

HCl → H+ + Cl −

HNO3 → H+ + NO3−

HNO2 → H+ + NO2−

- 鹽基度 = 2：二元酸——如硫酸、碳酸

H2SO4 → 2H+ + SO42−

H2CO3 → 2H+ + CO32−

- 鹽基度 = 3：三元酸——如磷酸、檸檬酸

H3PO4 → 3H+ + PO43−

H8C6O7 → 3H+ + H5C6O73−

除一元酸以外的酸都稱為二元酸或多元酸。

## 酸性與氫離子的關係

所有酸在水溶液中，在特定條件下，可以產生可供化學反應的（水合）氫離子H3O+，從而表達出酸性。這包括兩類情形：

- 常見的易溶酸如H3PO4，在溶液中電離產生H3O+：

H3PO4 + H2O → H3O+ + H2PO4−

難溶酸如H4SiO4，其溶於水的分子亦可電離產生H3O+：

H4SiO4 + H2O → H3O+ + H3SiO4−

電離產生的H3O+可與鹼發生化學反應。當酸充分強時，電離產生的H3O+濃度大，可與活潑金屬反應產生氫氣，或與特定的鹽發生複分解反應。

- 某些酸如H3BO3，Al(OH)3，溶於水的分子本身不能電離產生H+。它們作為路易斯酸體現酸性，即，與水電離產生的OH-結合，釋放水電離產生的H3O+參與反應，從而表達出酸性：

H3BO3 + 2H2O → H3O+ + B(OH)4−

Al(OH)3 + 2H2O → H3O+ + Al(OH)4−

純水電離產生的H3O+與OH-濃度相同。酸性物質溶於水的分子將以上述兩類方式之一造成H3O+濃度上升，超過OH-濃度。酸溶液的H3O+離子濃度愈高，其酸度就愈高。

## 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。

### 濃酸處理注意事項

- 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。
- 若被強酸濺到人體，應立即用大量流動的清水沖洗傷口至少10至15分鐘，再用小蘇打（NaHCO3）溶液沖洗，嚴重則要立即送醫治理。

## 強酸

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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），或以酸度系數的概念理解，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後的溶液濃度。

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；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。

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。用酸度系數作為區別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 = −logH+

## 酸性強度的判別

除了透過計算pH值來衡量不同酸的強度外，透過觀察以下的性質也可以判別出不同類別的酸的強度：

- 電負性：在同一元素周期下其共軛鹼的負電性愈高，它的酸度就愈高。
- 原子半徑：原子半徑增加，其酸度也會增加。以氫氯酸及氫碘酸為例，兩者均是強酸，在水中均會電離出100%的相應離子。但是氫碘酸的酸度比氫氯酸要強，這是因為碘的原子半徑遠大於氯的原子半徑。帶有負電荷的碘陰離子擁有較離散的電子雲，因此與質子（H+）的吸力較弱，因此，氫碘酸電離（去質子化）的速度更快（二者酸性的差別可在酸性更強的溶劑，如乙酸中測出，因為在乙酸中二者均只能部分電離而可體現出差別）。
- 電荷：電離後的物質愈帶有正電荷，就愈高酸度。因此中性離子較陰離子容易放出質子，陽離子也比起其他分子均具有更高酸度。

### 酸度

酸度，一種新的酸鹼度定義，可以取代過去一直沿用的pH表示酸鹼度。此一定義首先由荷蘭化學家亨克·凡·魯貝克（Henk van Lubeck）在美國《化學教育雜誌》上提出。

定義

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

式中$[\mbox{H}^+]\,\!$和$[\mbox{OH}^-]\,\!$分別代表氫離子和氫氧根離子的物質的量濃度。

優勢

與pH相比，它有如下3個明顯的優勢：

- 酸度的數值越大說明溶液酸性越強，符合物理定義的語言習慣。
- 取對數的是無量綱的比值，對數函數返回值同樣無量綱，這符合對數函數的特點。
- 不管在任何溫度下，中性的溶液AG永遠是0。與此不同的是，習慣上認定25攝氏度的中性溶液pH=7，其他溫度下中性溶液的pH都不是7。

此外，AG的值域是$\R$，而傳統上pH的值域是0—14。

### 常見強酸

（從強到弱）

- 高氯酸HClO4
- 氫碘酸HI
- 氫溴酸HBr
- 鹽酸HCl
- 硫酸H2SO4（Ka1/只限於第一酸度係數）
- 硝酸HNO3
- 水合氫離子H3O+或H+。為方便起見，通常會以H+取代H3O+。但要注意的是，單獨而孤立的質子在帶有極性的水中不可能存在，而是常與水分子的其中一對孤偶電子對結合。這使在水合氫離子中的氧的形式電荷為+1。
- 一些化學家將氯酸（HClO3），溴酸（HBrO3），高溴酸（HBrO4），碘酸（HIO3），和高碘酸（HIO4）也列為強酸，但是沒有被公認。

### 超強酸

超強酸通常指酸性比純硫酸更強的酸。簡單的超強酸包括三氟甲磺酸（CF3SO3H）和氟磺酸（FSO3H），它們的酸性都是硫酸的上千倍。在更多的情況下，超強酸不是單一純淨物而是幾種化合物的混合物。

超強酸這一術語由詹姆斯·布萊恩特·科南特（James Bryant Conant）於1927年提出。喬治·安德魯·歐拉因其在碳正離子和超強酸方面的研究獲得1994年諾貝爾化學獎。

常見的超強酸（從最強到最弱）：

- 氟銻酸 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)
- 固體超強酸 SbF5-SiO2-Al2O3，SbF5-TiO2-SiO2 (pKa值= -13.75 ~ -14.52)
- 高氯酸 (pKa值= -13)
- 純硫酸 (pKa值= -11.93)

註：pKa值，哈米特酸度函數

## 酸的製備

- 酸和鹽的複分解反應，生成新酸和新鹽
- 酸性氧化物和水的化合反應
- 非金屬單質和氫的化合反應

## 食物中的酸

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 - 可在橙和檸檬等水果中找到
- 苯甲酸 - 可在蠔油找到