盐酸是酸吗

酸。

盐酸（hydrochloric acid）是氯化氢（HCl）的水溶液   ，属于一元无机强酸，工业用途广泛。盐酸的性状为无色透明的液体，有强烈的刺鼻气味，具有较高的腐蚀性。

浓盐酸（质量分数约为37%）具有极强的挥发性，因此盛有浓盐酸的容器打开后氯化氢气体会挥发，与空气中的水蒸气结合产生盐酸小液滴，使瓶口上方出现酸雾。盐酸是胃酸的主要成分，它能够促进食物消化、抵御微生物感染。

盐酸是无色液体（工业用盐酸会因有杂质三价铁盐而略显黄色），为氯化氢的水溶液，具有刺激性气味。

由于浓盐酸具有挥发性，挥发出的氯化氢气体与空气中的水蒸气作用形成盐酸小液滴，所以会看到白雾。盐酸与水、乙醇任意混溶，氯化氢能溶于许多有机溶剂。浓盐酸稀释有热量放出。

在生物体中的存在

胃酸是胃的主要分泌物。胃酸主要由盐酸组成，其pH大约为1－2。

氯离子（Cl−）和氢离子（H+）由壁细胞分泌。壁细胞位于胃粘膜上，胃粘膜又在胃的顶部区域，即胃底。壁细胞中含有大量分泌小管，两种离子在其中结合，之后进入胃腔。

胃酸是抵御微生物感染的屏障，对食物的消化也很重要。胃酸较低的pH使蛋白质变性，让其易为消化酶中的胃蛋白酶所水解。低pH也能促使酶前体胃蛋白酶原自我切割活化为胃蛋白酶。食糜离开胃部进入十二指肠以后，其中所含的盐酸便被十二指肠中的碳酸氢钠中和。

胃能够保护自己不被强酸腐蚀，这是因为它分泌了一层很厚的黏液，且胰腺在促胰液素的作用下会产生含碳酸氢钠的胰液来缓冲，这样的机制称为粘液－碳酸氢盐屏障。如果没有这些机制，可能会出现胃灼热或胃及十二指肠溃疡等症状。

这样的情况下，可使用抗组胺药及质子泵抑制剂等药物抑制胃酸的生成，或者服用抗酸药来中和胃酸。

以上内容参考：百度百科-盐酸

盐酸是氯化氢(HCl)的水溶液，外观与性状：无色或微黄色易挥发性液体，有刺激性气味，具有强腐蚀性。一般实验室使用的盐酸为0.1mol/LpH=1；一般使用的盐酸pH在2~3左右（呈强酸性）。

熔点(℃)：-114.8(纯HCl)；沸点(℃)：108.6(20%恒沸溶液)；相对密度(水=1)：1.20；相对蒸气密度(空气=1)：1.26； 饱和蒸气压(kPa)：30.66(21℃)；溶解性：与水混溶，溶于碱液。禁配物：碱类、胺类、碱金属、易燃或可燃物。

对人体和环境的危害：接触其蒸气或烟雾，可引起急性中毒，出现眼结膜炎，鼻及口腔粘膜有烧灼感，鼻衄、齿龈出血，气管炎等。误服可引起消化道灼伤、溃疡形成，有可能引起胃穿孔、腹膜炎等。眼和皮肤接触可致灼伤。长期接触，引起慢性鼻炎、慢性支气管炎、牙齿酸蚀症及皮肤损害。

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扩展资料

泄漏时的应急处置：

1、迅速撤离泄漏污染区人员至安全区，并进行隔离，严格限制出入，周围设警告标示；

2、应急处理人员佩戴自吸过滤式防毒面具（全面罩)或自给正压式呼吸器，穿防酸碱工作服及戴好耐酸碱手套；

3、不要直接接触泄漏物，尽可能切断泄漏源；

4、用吸水性好的干燥棉布或纸将其漏液吸收，处理过后的棉布或纸扔进化学品专用垃圾桶。吸收完后，用水冲洗泄露地点；

5、工作现场禁止吸烟、进食和饮水。工作完毕，淋浴更衣。单独存放被毒物污染的衣服，洗后备用。保持良好的卫生习惯。

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中文名： 盐酸

外文名： hydrochloric acid

别名： 氢氯酸

化学式： HCl

相对分子质量： 36.46

化学品类别： 无机物--无机酸

管制类型： 盐酸(*)（腐蚀）(易制毒3)（易制爆）

中文名 酸 外文名Acid 拼音 suān

历史回顾编辑

人们对酸碱的认识经历了一个由浅人深,由低级到高级的认识过程。最初，人们对酸碱的认识只单纯地限于从物质所表现出来的性质上来区分酸和碱。认为具有酸味、能使石蕊试液变为红色的物质是酸而碱就是有涩味、滑腻感，使红色石蕊变蓝，并能与酸反应生成盐和水的物质。1684年，Robert Boyle写到肥皂溶液是碱，能使被酸变红了的蔬菜恢复颜色。这可能是最早的有关酸、碱的记载了。后来，人们试图从组成上来定义酸。1777年法国化学家A. L. Lavoisier 提出了所有的酸都含有氧元素。后来从盐酸不含有氧的这一事实出发，1810年,英国化学家S. H. Davy 指出，酸中的共同元素是氢，而不是氧。随着人们认识的不断深化,1884年,瑞典化学家S.Arrhenius根据电解质溶液理论，定义了酸和碱。 [2]

性质编辑

1、它能和碱或碱性氧化物反应生成盐和水

2、能与某些金属反应生成盐和氢气

3、水溶液有酸味并能使指示剂变色，如紫色石蕊变红。

分类编辑

1.根据酸分子电离所能生成的氢离子的个数分为：一元酸（HCl、HNO3）、二元酸（H2SO4 、H2S、H2CO3 ）和三元酸（H3PO4 ）

2.根据酸分子里有无氧原子分为：

含氧酸（H2SO4 ,HNO3 , H3PO4 名称为：某酸）

无氧酸（HCl, H2S名称为：氢某酸 ）

鉴定编辑

①加紫色石蕊试液变红色的是酸溶液

②加活泼金属Mg、Fe、Zn等有氢气放出

酸性强弱的比较编辑

规律

（1）非金属的非金属性越强最高价含氧酸的酸性越强

（2）同主族非金属氢化物溶于水后的酸性，从上到下酸性越来越强

（3）同一非金属元素不同价态含氧酸的酸性，非金属的价态越高酸性越强

中学阶段常见的强酸有：盐酸、硫酸、高氯酸、氢溴酸、氢碘酸。

常见的中强酸有：磷酸、亚硫酸。

常见的弱酸有：氢氟酸、醋酸、氢硫酸、碳酸、次氯酸、硅酸、偏铝酸。 [3]

应用

（1）强酸制弱酸

反应的本质是生成了弱电解质或更弱电解质。

例如：实验室制二氧化硫、实验室制二氧化碳、实验室制硫化氢气体、工业制磷酸。

（2）气体除杂

中性气体中若有酸性气体可以将混合气体通入碱性溶液中来除去杂质气体。对于弱酸性气体中含有较强的酸性气体可以将酸性气体通入前者的饱和酸式盐溶液中，这样既除去了杂质气体， 又不会引入新杂质还可以减少因为气体溶解而损耗原气体。

（3）判断离子共存

因为弱酸在水中都不完全电离， 所以无论是弱酸根离子， 弱酸的酸式根离子都不和 大量共存，而且因为弱酸的酸式根离子还能电离出 ，所以它还不能和 大量共存。 [3]

常见酸的酸性强弱

HClO4>HI>HBr>HCl>HNO3>H2SeO4>H2SO4>HClO3（以 上为 强酸 ） >H2C2O4( 草 酸 ）>H2SO3>H3PO4>CH3COCOOH （ 丙酮酸 ） >HNO2>HF>HCOOH>( 以 上 为 中 强 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）

酸性常用该酸的标准溶液（ 温度 25 ℃， 标压，C=1.0mol/L) 的 PKa 表示，即酸度常数。

在弱酸中，应依照酸的解离常数来判断。 （数值越小酸性越强）

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

酸是电离时生成的阳离子全部是氢离子(H+)的化合物，或者溶于水并能释放质子形成H3O+(水合氢离子）的物质也是酸。

H3O+的浓度越高，溶液酸性越强。即使是纯水中也存在H3O+，其浓度为10-7mol/L。这是由于质子从一个水分子跑到另一个水分子所造成的。在传统意义上，H3O+的浓度还取决于氢离子的浓度，虽然水溶液中的大部分氢离子是以H3O+形式存在的。

1、盐酸（氢氯酸）（HCl）大多数氯化物均溶于水，电位序在氢之前的金属及大多数金属氧化物和碳酸盐都可溶于盐酸中，另外，Cl—还具有一定的还原性，并且还可与很多金属离子生成配离子而利于试样的溶解。常用来溶解赤铁矿（FeO）、辉锑矿（SbS）、碳酸盐、软锰矿(MnO)等样品。

2、硝酸(HNO₃)具有较强的氧化性，几乎所有的硝酸盐都溶于水，除铂、金和某些稀有金属外，浓硝酸几乎能溶解所有的金属及其合金。铁、铝、铬等会被硝酸钝化，溶解时加入非氧化酸，如盐酸除去氧化膜即可很好的溶解。

几乎所有的硫化物也都可被硝酸溶解，但应先加入盐酸，使硫以H₂S的形式挥发出去，以免单质硫将试样裹包，影响分解。除此之外，硝酸还很不稳定，在加热或光照的条件下能够分解成水、二氧化氮和氧气，并且硝酸浓度越高，就越容易分解。

硝酸还有强氧化性，它能跟一些金属、非金属及还原性物质反应，结果，氮元素化合价降低，变为二氧化氮或一氧化氮（浓硝酸与金属非金属等反应生成二氧化氮，稀硝酸则生成一氧化氮）。另外，硝酸还可与蛋白质反应，使之变黄。

3、硫酸（H₂SO₄）除钙、锶、钡、铅外，其它金属的硫酸盐都溶于水。热的浓硫酸具有很强的氧化性和脱水性，常用于分解铁、钴、镍等金属和铝、铍、锑、锰、钍、铀、钛等金属合金以及分解土壤等样品中的有机物等。