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{{tex}}
{{stub}}
本页面列出一些酸的性质及制法。
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{| class="wikitable"
! 密度 !! 熔点 !! 沸点 !! 闪点 !! 燃点<br>（着火点） !! [[wzh:酸度系数|p''K''a]] !! [[wzh:半數致死量|LD<sub>50</sub>]] !! [[wzh:半數致死量|LC<sub>50</sub>]] !! [[wzh:NFPA 704|NFPA 704]]
|-
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|}
===
通常情况下
硫酸有极其良好的导电性，这得归根于<chem>H3SO4+</chem>及<chem>HSO4-</chem>离子。
硫酸和水一样是常用的溶剂。
硫酸能与水以任意比例互溶。
{| class="wikitable"
|+ 常见硫酸浓度
! 溶质质量分数 !! 密度<br>（
|-
|
|-
| $29－32 \%$ || $1.25－1.28$ || 铅酸蓄电池酸
|-
| $62－70 \%$ || $1.52－1.60$ || 室酸<br>肥料酸
|-
|
|-
| $93.2 \%$ || $1.83$ || \[66 \ {}^\circ \text{B}\acute{\text{e}}\]酸
|-
| $98.3 \%$ || $1.84$ || 浓硫酸
|}
硫酸溶于水时会发生高度放热反应，溶液在稀释过程中容易溅出，造成危险。应把硫酸加入水中，而不是把水倒入硫酸中。一方面，硫酸的密度比水大，把水加入硫酸中会使水浮在硫酸上沸腾并飞溅；另一方面因为水的比热容高，可降低其危险性。
第36行 ⟶ 第43行：
硫酸是一种强脱水剂，可用作干燥剂。当硫酸与碳水化合物接触时，会使其脱水碳化，以蔗糖为例：
<chem>C12H22O11 \xlongequal{
同样，硫酸可使五水硫酸铜脱水变为无水硫酸铜。
<chem>CuSO4·5H2O \xlongequal{
制取浓硫酸之后，将硫酸与食盐（<chem>NaCl</chem>），以及智利硝石（<chem>NaNO3</chem>）或者火硝（<chem>KNO3</chem>）加热反应，可制取盐酸（<chem>HCl</chem>）和硝酸（<chem>HNO3</chem>）。中文中通常不会把盐酸称为“氢氯酸”，更不会把硝酸称为“氮酸”，正与它们的原始制法有关。
=== 古代制法 ===
在中国，唐朝炼丹家孤刚子在其所著《黄帝九鼎神丹经诀》卷九中就记载着“炼石胆取精华法”，即将[[wzh:胆矾|胆矾]]（又称石胆、曾青，<chem>CuSO4·5H2O</chem>，亦作<chem>[Cu(H2O)4]SO4·H2O</chem>）进行高温干馏，干馏后得到的气体产物经冷凝后得到一种液体，称为石胆精（即浓硫酸）：
<div style="text-align: center;">
<chem>CuSO4·5H2O \xlongequal{高温} CuO + SO3 (^) + 5H2O (^)</chem>
<chem>SO3 + H2O \xlongequal{} H2SO4</chem>
</div>
与之相似，西方中世纪炼金术士们将[[wzh:硫酸亚铁|绿矾]]（<chem>FeSO4·7H2O</chem>）放在玻璃曲颈甑，也就是一种原始的玻璃蒸馏烧瓶中进行高温干馏，干馏后得到的气体产物经冷凝后，最终得到一种油状液体（可能还需要在曲颈甑中对冷凝液体进行进一步蒸馏浓缩，以得到油状液体），有强腐蚀性，称作绿矾油（即浓硫酸）：
<div style="text-align: center;">
<chem>2(FeSO4·7H2O) \xlongequal{高温} Fe2O3 + SO2 (^) + SO3 (^) + 14H2O (^)</chem>
<chem>SO3 + H2O \xlongequal{} H2SO4</chem>
</div>
=== 工业制法 ===
第50行 ⟶ 第75行：
鉴于我国缺乏天然硫磺矿，而硫铁矿资源却比较丰富的情况，常用隔绝空气给硫铁矿（<chem>FeS2</chem>）加强热的方法制取硫磺（<chem>S</chem>），即土法制硫磺，《天工开物》即有记载并沿用至今：
<div style="text-align: center;"><chem>FeS2 \xlongequal{高温} FeS + S (^)</chem></
可燃烧硫磺、加热硫铁矿、闪锌矿（<chem>ZnS</chem>）、硫化汞（<chem>HgS</chem>）等获得<chem>SO2</chem>：
<div style="text-align: center;">
<chem>S + O2 \xlongequal{点燃} SO2</chem>
<chem>4FeS2 + 11O2 \xlongequal{
<chem>2ZnS + 3O2 \xlongequal{\vartriangle} 2ZnO + 2SO2</chem>
<chem>HgS + O2 \xlongequal{\vartriangle} Hg + SO2</chem>
</
==== 硝化法 ====
第70行 ⟶ 第95行：
<chem>NO</chem>与<chem>O2</chem>反应生成<chem>NO2</chem>，<chem>SO2</chem>与<chem>NO2</chem>反应生成<chem>SO3</chem>，再与<chem>H2O</chem>反应可得浓度为70%左右的硫酸：
<div style="text-align: center;">
<chem>2NO + O2 \xlongequal{} 2NO2</chem>
第76行 ⟶ 第101行：
<chem>SO3 + H2O \xlongequal{} H2SO4</chem>
</
或使用<chem>N2O3</chem>，生成的<chem>NO</chem>又迅速氧化生成<chem>NO2</chem>，再生成<chem>N2O3</chem>：
<div style="text-align: center;">
<chem>SO2 + N2O3 + H2O \xlongequal{} H2SO4 + 2NO</chem>
第86行 ⟶ 第111行：
<chem>NO + NO2 \xlongequal{} N2O3</chem>
</
硝化法所得硫酸纯度较低，且无法除去<chem>NO</chem>及<chem>NO2</chem>，因此混有亚硝酸（<chem>HNO2</chem>）和硝酸（<chem>HNO3</chem>）：
<div style="text-align: center;">
<chem>NO + NO2 + H2O \xlongequal{} 2HNO2</chem>
<chem>3NO2 + H2O \xlongequal{} 2HNO3 + NO</chem>
</
实际上，可以将<chem>NO2</chem>看作催化剂。从理论上看，<chem>SO2</chem>的氧化是一个气相氧化过程，因此设计在中空的铅室中进行，<chem>Pb</chem>可以耐受浓度不太高的硫酸腐蚀。
第118行 ⟶ 第143行：
实际上，<chem>Cr2O3</chem>、<chem>Fe2O3</chem>等都可以作为<chem>SO2</chem>催化氧化的催化剂，但这些催化剂的活化温度更高，<chem>SO2</chem>的转化率会下降，因此工业上不使用，但可以在实验室中使用。例如中学化学实验室中演示<chem>SO2</chem>的催化氧化，可将新制的<chem>Cr2O3</chem>或<chem>Fe2O3</chem>附着在石棉绒或者玻璃棉、玻璃纤维等载体上，再装填进硬质玻璃管、瓷管或者石英管中作为催化剂，并加以强热，同样可以收到一定的实验效果。
<div style="text-align: center;"><chem>2SO2 + O2 <=>[V2O5][\vartriangle] 2SO3</chem></
<chem>SO3</chem>与水的反应极其剧烈，将水直接加入固体<chem>SO3</chem>中，比将水倒入浓硫酸中的后果还要严重，无论是工业上还是实验室中都不能使用这种方法。如果直接溶于水中，就会释出大量热能，并形成硫酸雾，阻碍溶解过程，而且难以收集。
第124行 ⟶ 第149行：
此外，<chem>SO3</chem>在硫酸中的溶解度比水高，因此工业上使用98.3%硫酸吸收<chem>SO3</chem>气体。吸收时，先是<chem>SO3</chem>与98.3%硫酸中的少量水反应，硫酸浓度增加，当硫酸浓度增加到100%之后，过量的<chem>SO3</chem>仍然可以溶解在100%硫酸中，生成发烟硫酸。再用92.5%的硫酸或水稀释，便继续形成98.3%的硫酸。所制得的硫酸会被冷却及储存：
<div style="text-align: center;">
<chem>H2SO4 + SO3 \xlongequal{} H2S2O7</chem>
<chem>H2S2O7 + H2O \xlongequal{} 2H2SO4</chem>
</
=== 实验室制法 ===
第146行 ⟶ 第171行：
电解<chem>CuSO4</chem>溶液：
<div style="text-align: center;"><chem>2CuSO4 + 2H2O \xlongequal{通电} 2Cu (v) + 2H2SO4 + O2 (^)</chem></
将<chem>H2S</chem>气体通入<chem>CuSO4</chem>中：
<div style="text-align: center;"><chem>CuSO4 + H2S \xlongequal{} CuS (v) + H2SO4</chem></
==== 电解<chem>MnSO4</chem>溶液法 ====
第156行 ⟶ 第181行：
同样，由于<chem>SO4^{2-}</chem>不变，用多少<chem>MnSO4</chem>就能制多少硫酸。顺便得到<chem>MnO2</chem>，可以和<chem>SO2</chem>反应再生成硫酸。
<div style="text-align: center;">
<chem>MnSO4 + 2H2O \xlongequal{通电} MnO2 (v) + H2SO4 + H2 (^)</chem>
<chem>SO2 + 2H2O \xlongequal[MnO2]{通电} H2SO4 + H2 (^)</chem>
</
== 盐酸（<chem>HCl</chem>） ==
{| class="wikitable"
! 密度 !! 熔点 !! 沸点 !! 闪点 !! 燃点<br>（着火点） !! [[wzh:酸度系数|p''K''a]] !! [[wzh:NFPA 704|NFPA 704]]
|-
| $1.189 \ \text{g/cm}^3$（\[38 \%\]溶液） || $-26 \ {}^\circ \text{C}$（\[38 \%\]溶液） || $48 \ {}^\circ \text{C}$（\[38 \%\]溶液） || 不可燃 || 不可燃 || $−8.0$ || {{NFPA|F=0|H=3|R=1|O=ACID}}
|}
=== 性质 ===
通常情况下，盐酸为无色透明液体，有酸味、微辣，具有腐蚀性。浓盐酸易挥发出<chem>HCl</chem>，产生刺激性气味和酸雾（盐酸小液滴），亦称发烟盐酸。
盐酸溶于水会产生<chem>H3O+</chem>及<chem>Cl-</chem>离子。
==== <chem>HCl</chem> ====
{| class="wikitable"
! 密度 !! 熔点 !! 沸点 !! 闪点 !! 燃点<br>（着火点） !! [[wzh:酸度系数|p''K''a]] !! [[wzh:半數致死量|LD<sub>50</sub>]] !! [[wzh:半數致死量|LC<sub>50</sub>]] !! [[wzh:NFPA 704|NFPA 704]]
|-
| $1.477 \ \text{g/cm}^3$ || $-114.22 \ {}^\circ \text{C}$ || $85.05 \ {}^\circ \text{C}$ || 不可燃 || 不可燃 || $−5.9$ || $238 \ \text{mg/kg}$（大鼠，口服） || $3124 \ \text{mg/m}^3$（大鼠，1时） || {{NFPA|F=0|H=3|R=1|O=ACID}}
|}
盐酸的物理性质取决于<chem>HCl</chem>溶解的浓度。
通常情况下，<chem>HCl</chem>为无色、有刺激性气味的气体，具有腐蚀性。<chem>HCl</chem>极易溶于水，在\[0 \ {}^\circ \text{C}\]时，1体积的水大约能溶解500体积的<chem>HCl</chem>，溶解度为\[823 \text{ g}\]，且其溶解度随温度升高而降低。常说的\[37 \%\]盐酸应指\[50 \ {}^\circ \text{C}\]时，溶解度为\[596 \text{ g}\]，饱和溶液溶质质量分数为\[37.3 \%\]。
工业生产（在经防腐处理过的钢瓶中燃烧<chem>H2</chem>和<chem>Cl2</chem>）的盐酸浓度通常为\[37 \%\]，常因含有杂质<chem>FeCl3</chem>而显淡黄色。\[40 \%\]以上的更高浓度在化学上可以实现，但其蒸发速率太快，导致储存与处理时都需要采取额外的措施，例如低温、加压等。工业大量需求的浓度是\[30 \%\]到\[34 \%\]，此时<chem>HCl</chem>蒸气损耗最少，是运输时的最佳浓度。
盐酸是胃酸的主要成分，能够促进食物消化、抵御微生物感染。
盐酸受到公安部管制，主要原因是常被用于制备毒品（海洛因、可卡因、甲基苯丙胺等），而非其危险性。
=== 制法 ===
目前，工业上经常作为副产品获得<chem>HCl</chem>，而非专门制取。
==== 加热硫酸与食盐法 ====
制取浓硫酸之后，将硫酸与<chem>NaCl</chem>加热反应，制取<chem>HCl</chem>。中文中通常不会把盐酸称为“氢氯酸”，正与其原始制法有关。应注意控制温度于\[650 \ {}^\circ \text{C}\]以下，否则产物<chem>Na2SO4</chem>会熔化。总方程式为：
<div style="text-align: center;">
<chem>H2SO4 + 2NaCl \xlongequal{\vartriangle} Na2SO4 + 2HCl (^)</chem>
</div>
该反应分为两部分，首先室温下即可发生：
<div style="text-align: center;">
<chem>H2SO4 + NaCl \xlongequal{} NaHSO4 + HCl (^)</chem>
</div>
如果<chem>NaCl</chem>过量，且温度超过\[200 \ {}^\circ \text{C}\]，会有进一步反应：
<div style="text-align: center;">
<chem>NaHSO4 + NaCl \xlongequal{\vartriangle} Na2SO4 + HCl (^)</chem>
</div>
==== 电解法 ====
电解饱和<chem>NaCl</chem>溶液，再燃烧<chem>H2</chem>和<chem>Cl2</chem>：
<div style="text-align: center;">
<chem>2NaCl + 2H2O \xlongequal{通电} 2NaOH + Cl2 (^) + H2 (^)</chem>
<chem>H2 + Cl2 \xlongequal{点燃} 2HCl</chem>
</div>
为了除去产物中未完全反应的<chem>Cl2</chem>，<chem>H2</chem>通常需要过量\[2－5 \%\]。
之后将<chem>HCl</chem>溶于水即可。
== 硝酸（<chem>HNO3</chem>） ==
{| class="wikitable"
! 密度 !! 熔点 !! 沸点 !! 闪点 !! 燃点<br>（着火点） !! [[wzh:酸度系数|p''K''a]] !! [[wzh:半數致死量|LC<sub>50</sub>]] !! [[wzh:NFPA 704|NFPA 704]]
|-
| \(1.51 \ \text{g/cm}^3\)|| $-42 \ {}^\circ \text{C}$ || $83 \ {}^\circ \text{C}$ || 不可燃 || 不可燃 || $−1.4$ || $138 \ \text{ppm}$（大鼠，30分） || {{NFPA|F=0|H=4|R=2|O=OX}}
|}
=== 性质 ===
硝酸为无色、透明液体，易挥发出<chem>NO2</chem>，有强氧化性及腐蚀性。硝酸易受热或见光分解，因此应在保存时进行遮光处理。由于红棕色的<chem>NO2</chem>存在，浓硝酸（发烟硝酸）呈淡黄色。
硝酸中氮元素显\[+5\]价，具有极强的酸性。硝酸能以任意比例与水混溶，会产生<chem>H3O+</chem>及<chem>NO3-</chem>离子。
随着硝酸浓度的减小，其还原产物逐渐由高价向低价过渡，从最浓到最稀可生成<chem>NO2</chem>（\[+4\]）、<chem>NO</chem>（\[+2\]）、<chem>N2O</chem>（\[+1\]）、<chem>N2</chem>（\[0\]）与<chem>NH4NO3</chem>。
{{Study}}
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