Acid

Acid và base
Acid Phản ứng acid–base Độ mạnh của acid Hàm acid Lưỡng tính Base Dung dịch đệm Hằng số phân ly Hóa học cân bằng Chiết Hàm acid Hammett pH Ái lực proton Sự tự điện ly của nước Chuẩn độ Xúc tác acid Lewis
Các dạng acid
Brønsted–Lowry Lewis Acceptor Vô cơ Hữu cơ Mạnh Siêu acid Yếu Rắn
Các dạng base
Brønsted–Lowry Lewis Donor Hữu cơ Mạnh Siêu base Phi nucleophil Yếu
x t s

Acid (bắt nguồn từ tiếng Pháp: acide [a.sid]),^[1] thường được phiên âm là axít,^[1] là một phân tử hoặc ion có khả năng cho 1 proton (tức là ion hydro, H⁺), được gọi là acid Brønsted–Lowry, hoặc hình thành liên kết cộng hóa trị với một cặp electron, được gọi là acid Lewis.^[2][3]

Thể loại acid đầu tiên là chất cho proton, hay acid Brønsted–Lowry. Trong trường hợp đặc biệt của dung dịch nước, chất cho proton tạo thành ion hydroni H₃O⁺ và được gọi là acid Arrhenius.

Các định nghĩa hiện đại liên quan đến các phản ứng hóa học cơ bản phổ biến cho tất cả các acid.

Hầu hết các acid gặp phải trong cuộc sống hàng ngày là dung dịch nước, hoặc có thể hòa tan trong nước, vì vậy định nghĩa Arrhenius và Brønsted–Lowry là phù hợp nhất.

Định nghĩa Brønsted–Lowry là định nghĩa được sử dụng rộng rãi nhất, các phản ứng acid–base được cho là liên quan đến việc chuyển proton (H⁺) từ acid sang base.

Các ion hydroni là acid theo cả ba định nghĩa. Mặc dù rượu và amin có thể là acid Brønsted–Lowry, chúng cũng có thể hoạt động như các base Lewis do các cặp electron đơn độc trên các nguyên tử oxy và nitơ của chúng.

Nhà hóa học người Thụy Điển Svante Arrhenius quy các tính chất của acid cho các ion hydro (H⁺) hoặc proton vào năm 1884. Acid Arrhenius là 1 chất mà khi thêm vào nước sẽ làm tăng nồng độ của các ion H⁺ trong nước.^[4][5] Lưu ý rằng các nhà hóa học thường viết H⁺ (aq) và đề cập đến ion hydro khi mô tả các phản ứng acid–base nhưng hạt nhân hydro tự do và 1 proton, không tồn tại một mình trong nước, nó tồn tại dưới dạng ion hydroni, H₃O⁺. Do đó, acid Arrhenius cũng có thể được mô tả như 1 chất làm tăng nồng độ của các ion hydroni khi thêm vào nước. Ví dụ bao gồm các chất phân tử như acid hydrochloric và acid acetic.

Mặt khác, base Arrhenius là 1 chất làm tăng nồng độ của các ion hydroxide (OH^-) khi hòa tan trong nước. Điều này làm giảm nồng độ hydroni vì các ion phản ứng tạo thành các phân tử H₂O:

${\displaystyle {\ce {{H3O_{(aq)}+}+{OH_{(aq)}^{-}}<=>{H2O_{(l)}}+H2O_{(l)}}}}$

Do trạng thái cân bằng này, bất kỳ sự gia tăng nồng độ hydroni đều đi kèm với việc giảm nồng độ hydroxide. Do đó, acid Arrhenius cũng có thể được coi là 1 chất làm giảm nồng độ hydroxide, trong khi base Arrhenius làm tăng nó.

Trong dung dịch acid, nồng độ của các ion hydroni lớn hơn 10⁻⁷mol/lít. Do pH được định nghĩa là logarit âm của nồng độ các ion hydroni, do đó các dung dịch acid có độ pH nhỏ hơn 7.

Mặc dù lý thuyết Arrhenius rất hữu ích để mô tả nhiều phản ứng, nhưng nó cũng khá hạn chế trong phạm vi của nó. Năm 1923, các nhà hóa học, Johannes Nicolaus Brønsted và Thomas Martin Lowry đã công nhận độc lập rằng các phản ứng acid–base liên quan đến việc chuyển 1 proton. Acid Brønsted–Lowry (hay đơn giản là acid Brønsted) tặng 1 proton cho base Brønsted–Lowry.^[5] Lý thuyết acid–base Brønsted–Lowry có một số lợi thế so với lý thuyết Arrhenius. Hãy xem xét các phản ứng sau đây của acid acetic (CH₃COOH), acid hữu cơ mang đến cho giấm hương vị đặc trưng của nó:

CH
3COOH + H
2O ⇌ CH
3COO−
+ H
3O+

CH
3COOH + NH
3 ⇌ CH
3COO−
+ NH+
4

Cả hai lý thuyết đều dễ dàng mô tả phản ứng đầu tiên: CH₃COOH hoạt động như acid Arrhenius vì nó hoạt động như 1 nguồn H₃O⁺ khi hòa tan trong nước và nó hoạt động như 1 acid Brønsted bằng cách cho proton vào nước. Trong ví dụ thứ 2 CH₃COOH trải qua quá trình biến đổi tương tự, trong trường hợp này tặng 1 proton cho amonia (NH₃), nhưng không liên quan đến định nghĩa Arrhenius của 1 acid vì phản ứng không tạo ra hydroni. Tuy nhiên, CH₃COOH vừa là Arrhenius vừa là acid Brønsted–Lowry.

Lý thuyết Brønsted–Lowry có thể được sử dụng để mô tả các phản ứng của các hợp chất phân tử trong dung dịch không màu hoặc pha khí. Hydro chloride (HCl) và amonia kết hợp trong một số điều kiện khác nhau để tạo thành amoni chloride (NH₄Cl). Trong dung dịch nước HCl hoạt động như acid hydrochloric và tồn tại dưới dạng ion hydroni và chloride. Các phản ứng sau đây minh họa những hạn chế trong định nghĩa của Arrhenius:

1. ${\displaystyle {\ce {{H3O+_{(aq)}}+{Cl_{(aq)}^{-}}+NH3->{Cl_{(aq)}^{-}}+{NH4+_{(aq)}}+H2O}}}$
2. ${\displaystyle {\ce {{HCl_{(benzene)}}+{NH3_{(benzene)}}->{NH4Cl_{(5)}}}}}$
3. ${\displaystyle {\ce {{HCl_{(g)}}+{NH3_{(g)}}->{NH4Cl_{(s)}}}}}$

Như với các phản ứng acid acetic, cả hai định nghĩa đều hoạt động trong ví dụ đầu tiên, trong đó nước là dung môi và ion hydroni được tạo thành bởi chất tan HCl. 2 phản ứng tiếp theo không liên quan đến sự hình thành các ion nhưng vẫn là phản ứng chuyển proton. Trong phản ứng thứ 2 hydro chloride và amonia (hòa tan trong benzen) phản ứng tạo thành amoni chloride rắn trong dung môi benzen và trong khí HCl và NH₃ dạng khí thứ 3 kết hợp với nhau tạo thành chất rắn.

Một khái niệm thứ 3, chỉ liên quan đến lề được đề xuất vào năm 1923 bởi Gilbert N. Lewis, bao gồm các phản ứng với các đặc tính acid–base không liên quan đến việc chuyển proton. Acid Lewis là 1 acid chấp nhận 1 cặp electron từ các chất khác; nói cách khác, nó là 1 acid chấp nhận cặp electron.^[5] Phản ứng acid–base Brønsted là phản ứng chuyển proton trong khi phản ứng acid–base Lewis là chuyển cặp electron. Nhiều acid Lewis không phải là acid Brønsted–Lowry. Tương phản như thế nào các phản ứng sau được mô tả về mặt hóa học acid–base:

Trong phản ứng đầu tiên, 1 ion fluoride, F^-, từ bỏ 1 cặp electron thành boron trifluoride để tạo thành sản phẩm tetrafluoroborate. Fluoride "mất" một cặp electron hóa trị vì các electron được chia sẻ trong liên kết B lợi F nằm ở vùng không gian giữa 2 hạt nhân nguyên tử và do đó ở xa hạt nhân fluoride hơn so với ion fluoride đơn độc. Bor trifluoride là acid Lewis vì nó chấp nhận cặp electron từ fluoride. Phản ứng này không thể được mô tả theo lý thuyết Brønsted vì không có sự chuyển proton. Phản ứng thứ 2 có thể được mô tả bằng cách sử dụng 1 trong 2 lý thuyết. 1 proton được chuyển từ acid Brønsted không xác định sang amonia, 1 base Brønsted; cách khác, amonia hoạt động như base Lewis và chuyển 1 cặp electron đơn độc để tạo liên kết với ion hydro. Chất thu được cặp electron là acid Lewis; ví dụ, nguyên tử oxy trong H₃O⁺ thu được 1 cặp electron khi 1 trong các liên kết H–O bị phá vỡ và các electron được chia sẻ trong liên kết trở thành cục bộ trên oxy. Tùy thuộc vào ngữ cảnh, acid Lewis cũng có thể được mô tả là chất oxy hóa hoặc chất điện ly. Các acid Brønsted hữu cơ, như acid acetic, acid citric hoặc acid oxalic không phải là acid Lewis.^[4] Chúng phân ly trong nước để tạo ra acid Lewis, H⁺, nhưng đồng thời cũng tạo ra 1 lượng tương đương với base Lewis (tương ứng acetate, citrate hoặc oxalate cho các acid được đề cập).

• Vị giác: acid có vị chua khi hòa tan trong nước (chỉ một số acid có vị chua).
• Xúc giác: acid có cảm giác bỏng rát (với các acid mạnh) khi rơi trên da.
• Độ dẫn điện: acid là các chất điện ly nên có khả năng dẫn điện.

Làm đổi màu chất chỉ thị (làm quỳ tím hóa đỏ hoặc hồng).

Tác dụng với kim loại (lithi, kali, bari, caesi, calci, natri, magnesi, nhôm, mangan, kẽm, chromi, sắt, cobalt, nickel, thiếc, chì) tạo thành muối và giải phóng khí hydro.

Ví dụ:

${\displaystyle {\ce {Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2 ^}}}$

${\displaystyle {\ce {Mg + H2SO4 -> MgSO4 + H2 ^}}}$

Trong trường hợp kim loại tác dụng với:

Acid sulfuric (H₂SO₄) đặc sẽ tạo ra muối, khí lưu huỳnh dioxide (SO₂) và nước (H₂O).

Ví dụ:

${\displaystyle {\ce {Cu + 2H2SO4 -> CuSO4 + SO2 ^ + 2H2O}}}$

Acid nitric (HNO₃) sẽ tan, tạo ra muối, khí nitơ monoxide và nước.

Ví dụ:

${\displaystyle {\ce {Al + 4HNO3 -> Al(NO3)3 + NO ^ + H2O}}}$

HNO₃ đặc sẽ tạo ra muối, khí nitơ dioxide và H₂O.

Ví dụ:

${\displaystyle {\ce {Ag + 2HNO3 -> AgNO3 + NO2 ^ + H2O}}}$

Tác dụng với base: xem phần phản ứng trung hòa.

Tác dụng với oxide base / lưỡng tính (tạo thành muối và nước).

Ví dụ:

${\displaystyle {\ce {CuO +2HCl ->CuCl2 +H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {Al2O3 + 3H2SO4 -> Al2(SO4)3 + 3H2O}}}$

Tác dụng với muối (tạo acid mới và muối mới).

Ví dụ:

${\displaystyle {\ce {BaCl2 + H2SO4 -> BaSO4 v +2HCl}}}$

${\displaystyle {\ce {2NaCN + H2SO4 -> Na2SO4 + 2HCN ^}}}$

Trong nước phản ứng sau diễn ra giữa acid và nước, là chất đóng vai trò của 1 base:

${\displaystyle {\ce {HA +H2O <=>A- +H3O+}}}$

Hằng số acid (hay hằng số phân ly acid) là hằng số cân bằng cho phản ứng của acid với nước:

${\displaystyle K_{a}={[A^{-}]\cdot [{\mbox{H}}_{3}{\mbox{O}}^{+}] \over [HA]}}$

Các acid mạnh có giá trị K_a lớn (có nghĩa là cân bằng của phản ứng nghiêng về bên phải, có rất nhiều ion H₃O⁺ tồn tại; acid gần như điện ly hoàn toàn). Ví dụ, giá trị của K_a đối với acid hydrochloric (HCl) là 10⁷.

Các acid yếu có giá trị K_a nhỏ (có nghĩa là ở mức cân bằng thì có 1 lượng đáng kể của AH và A^- tồn tại cùng nhau trong dung dịch; các ion H₃O⁺ tồn tại ở mức vừa phải; acid chỉ điện ly một phần). Ví dụ, giá trị của K_a cho acid acetic là 1,8 x 10⁻⁵.

Các acid mạnh bao gồm các acid của các halogen như acid hydrochloric, acid hydrobromic và acid hydroiodic. (Tuy nhiên, acid hydrofluoric (HF) lại tương đối yếu). Các acid chứa oxy, có xu hướng với các nguyên tử trung tâm ở các trạng thái oxy hóa cao, được oxy bao quanh, cũng là các acid mạnh chẳng hạn acid nitric, acid sulfuric, acid perchloric. Phần lớn các acid hữu cơ là acid yếu.^[6]

Chú ý:

• Thuật ngữ "ion hydro" và "proton" được sử dụng tương đương; cả hai đều chỉ tới H⁺.
• Trong các phản ứng hóa học H⁺ thông thường được viết tuy rằng trong nước nó thực sự là H₃O⁺.
• Cường độ acid được đo bằng giá trị K_a của nó. Độ pH đo xem có bao nhiêu ion hydro tồn tại, điều này phụ thuộc vào dạng acid (base) và phụ thuộc vào lượng của nó trong dung dịch.
• Cường độ acid được định nghĩa bằng pK_a= - log(K_a).

Phản ứng trung hòa là phản ứng hóa học giữa acid và base. Sản phẩm tạo thành là muối và nước. Vì thế nó còn được gọi là phản ứng tạo nước. Ví dụ:

${\displaystyle {\ce {NaOH +HCl ->NaCl +H2O}}}$

Dạng phản ứng này tạo thành nền tảng của các phương pháp thử chuẩn độ để phân tích acid, trong đó các chất chỉ thị độ pH chỉ ra điểm trung hòa.

Một số phân tử acid có thể cung cấp nhiều hơn 1 ion H⁺ (proton). Các acid mà chỉ có thể cho 1 ion H⁺ trên 1 phân tử được gọi là acid monoproton, các phân tử acid nào mà có thể cung cấp 2 ion H⁺ là acid diproton, các phân tử acid nào có thể cho 3 ion H⁺ là acid triproton,... 1 acid monoproton chỉ có 1 nấc điện ly (đôi khi gọi là ion hóa) như sau và đơn giản chỉ có 1 hằng số điện ly:

${\displaystyle {\ce {HA +H2O <=>A- +H3O+}}}$

1 acid diproton (được ký hiệu tượng trưng là H₂A) có thể có 1 hoặc 2 nấc điện ly phụ thuộc vào các điều kiện môi trường (tức pH). Mỗi nấc điện ly có hằng số điện ly riêng, là K_a1 và K_a2.

${\displaystyle {\ce {H2A +H2O <=>HA- +H3O+}}}$  K_a1

${\displaystyle {\ce {HA- +H2O <=>A^2- +H3O+}}}$  K_a2

Thông thường hằng số điện ly thứ nhất lớn hơn so với hằng số điện ly thứ 2; hay K_a1 > K_a2. Ví dụ, acid sulfuric (H₂SO₄) có thể cho 1 ion H⁺ để tạo ra một anion bisulfat (HSO₄^-), với hệ số K_a1 là rất lớn; sau đó nó có thể cho tiếp ion H⁺ thứ 2 để tạo ra anion sulfat (SO₄⁻²) trong đó K_a2 là có giá trị trung bình. Giá trị lớn của K_a1 cho nấc điện ly thứ nhất làm cho acid sulfuric là 1 acid mạnh. Tương tự, acid yếu và không ổn định như acid carbonic (H₂CO₃) có thể mất 1 ion H⁺ để tạo ra anion bicarbonat (HCO₃^-) và mất tiếp ion H⁺ thứ hai để tạo ra anion carbonat (CO3^2-). Cả hai giá trị K_a đều nhỏ, nhưng K_a1 > K_a2.

Tương tự, 1 acid triproton (H₃A) có thể có 1, 2, 3 nấc điện ly và có ba hằng số điện ly, trong đó K_a1 > K_a2 > K_a3.

${\displaystyle {\ce {H3A +H2O <=>H2A- +H3O+}}}$  K_a1

${\displaystyle {\ce {H2A- +H2O <=>HA^2- +H3O+}}}$  K_a2

${\displaystyle {\ce {HA^2- +H2O <=>A^3- +H3O+}}}$  K_a3

Một ví dụ của acid triproton vô cơ là acid orthophosphoric (H₃PO₄), thông thường gọi là acid phosphoric. 3 nguyên tử hydro của nó có thể kế tiếp nhau mất đi như là ion H⁺ (hay H₃O⁺ trong nước) để sinh ra H₂PO₄^-, sau đó là HPO₄²⁻, và cuối cùng là PO₄³⁻, ion orthophosphat mang điện tích -3, thông thường gọi là phosphat. Ví dụ của acid triproton hữu cơ là acid citric, nó cũng có thể kế tiếp nhau mất 3 ion H⁺ để cuối cùng tạo ra ion citrat mang điện tích -3. Mặc dù vị trí của cả ba nguyên tử H trong phân tử gốc có thể là tương đương, nhưng các giá trị K_a kế tiếp nhau sẽ giảm dần do về mặt năng lượng, nó càng khó mất ion H⁺ hơn nếu ion mang điện tích âm cao dần lên và thường giảm khoảng 1.000 lần qua mỗi bậc.

Chỉ số này được sử dụng để định lượng số lượng acid tồn tại, chẳng hạn như trong dầu diesel sinh học. Nó là lượng base, biểu diễn theo lượng miligam kali hydroxide (KOH), cần phải có để trung hòa các thành phần acid trong 1 g mẫu thử.

AN = (V_eq - b_eq) × N × 56,1/W_đầu

V_eq là lượng chất thử chuẩn (ml) được tiêu thụ bởi 1 mẫu dầu mỏ và 1 ml (spiking solution?) ở điểm tương đương, và b_eq là lượng chất thử chuẩn (ml) được tiêu thụ bởi 1 ml (spiking solution?) ở điểm tương đương.

Nồng độ phân tử gam của chất thử chuẩn (N) được tính như sau:

N = 1000 × W_KHP / (204,23 × V_eq).

Trong đó, W_KHP là lượng (g) của KHP trong 50 ml dung dịch KHP tiêu chuẩn, và V_eq là lượng của chất thử chuẩn (ml) được tiêu thụ bởi 50ml dung dịch KHP tiêu chuẩn ở điểm tương đương.

Chỉ số acid (mg KOH/g dầu) cho dầu diesel sinh học được ưa chuộng phải thấp hơn 3.

Có rất nhiều ứng dụng cho acid. Acid thường được sử dụng để loại bỏ sự gỉ sắt và sự ăn mòn khác từ kim loại trong quá trình được gọi là tẩy. Chúng có thể được sử dụng như 1 chất điện phân trong pin, chẳng hạn như acid sulfuric trong pin xe hơi. Acid mạnh, đặc biệt là acid sulfuric, được sử dụng rộng rãi trong chế biến khoáng sản. Ví dụ, khoáng chất phosphat phản ứng với acid sulfuric để tạo ra acid phosphoric để sản xuất phân bón phosphat, và kẽm được tạo ra bằng cách hòa tan kẽm oxide trong acid sulfuric, làm sạch dung dịch và electrowinning. Trong ngành công nghiệp hóa học, acid phản ứng trong phản ứng trung hòa để tạo ra muối. Ví dụ, acid nitric phản ứng với amonia để tạo ra amoni nitrat, 1 phân bón. Ngoài ra, các acid carboxylic có thể được este hóa với rượu cồn, để tạo ra este. Acid được sử dụng làm chất phụ gia cho đồ uống và thực phẩm, vì chúng làm thay đổi khẩu vị và phục vụ như chất bảo quản. Acid phosphoric, ví dụ, là 1 thành phần của đồ uống cola. Acid acetic được sử dụng trong cuộc sống hàng ngày như dấm. Acid carbonic là một phần quan trọng của một số loại nước uống cola và soda. Acid citric được sử dụng làm chất bảo quản trong nước sốt và dưa chua. Acid tartaric là 1 thành phần quan trọng của một số thực phẩm thông dụng như xoài chưa chín và me. Trái cây và rau quả tự nhiên cũng chứa acid. Acid citric có trong cam, chanh và các loại quả có múi khác. Acid oxalic có trong cà chua, rau bina, và đặc biệt là carambola và đại hoàng; lá rhubarb và carambolas chưa chín là độc tính vì nồng độ cao của acid oxalic.

Acid ascorbic (vitamin C) là 1 vitamin cần thiết cho cơ thể con người và có trong các loại thực phẩm như amla (quả mâm xôi Ấn Độ), chanh, quả cam, quýt, bưởi và ổi.

Một số acid được sử dụng làm thuốc. Acid acetylsalicylic (aspirin) được sử dụng như thuốc giảm đau và làm giảm cơn sốt.

Acid đóng vai trò quan trọng trong cơ thể con người. Acid hydrochloric có trong dạ dày giúp tiêu hóa bằng cách phá vỡ các phân tử thức ăn lớn và phức tạp. amino acid được yêu cầu để tổng hợp các protein cần thiết cho sự phát triển và sửa chữa các mô cơ thể.^[7] Acid béo cũng cần cho sự phát triển và sửa chữa các mô của cơ thể. Các acid nucleic rất quan trọng cho việc sản xuất DNA và RNA và chuyển các đặc tính sang con lai qua gen. Acid carbonic rất quan trọng để duy trì độ cân bằng pH trong cơ thể.

Các acid được đặt tên phù hợp với anion của chúng. Phần cuối của ion bị bỏ đi và thay thế với các hậu tố mới theo bảng dưới đây.

Phần cuối anion	Hậu tố acid
at	acid + ic
it	acid + ơ
ide	acid + hydro...ic

Ví dụ:

• Sulfat → acid sulfuric
• Sulfit → acid sulfurơ
• Sulfide → acid hydrosulfuric
• Perchlorat → acid perchloric
• Chloride → acid hydrochloric

Đối với acid không có oxy: tên acid: acid + hydro + tên phi kim + ic.^[8]

Ví dụ: HCl: acid hydrochloric; H₂S: acid hydrosulfuric.

Gốc acid tương ứng là: -Cl: chloride; =S: sulfide.

Acid có nhiều nguyên tử oxy: tên acid: acid + tên của phi kim + ic.^[8]

Ví dụ: HNO₃: acid nitric; H₂SO₄: acid sulfuric; H₃PO₄: acid phosphoric.

NO₃: nitrat; = SO₄: sulfat; = PO₄: phosphat.

Đối với acid có ít nguyên tử oxy: tên acid: acid + tên phi kim + ơ.

Ví dụ: H₂SO₃: acid sulfurơ; SO₃: sulfit.

Acid được phân thành hai loại lớn có cấu tạo phân tử rất khác nhau: acid hữu cơ và acid vô cơ.^[9]

• Acid hydrochloric HCl.
• Acid hydrobromic HBr.
• Acid hydroiodic HI.
• Acid nitric HNO₃.
• Acid sulfuric H₂SO₄.
• Acid chloric HClO₃.
• Acid perchloric HClO₄.
• Acid selenic H₂SeO₄.
• Acid permanganic HMnO₄.
• Acid fluoroantimonic xHF·ySbF₅ (phổ biến là HSbF₆, H₂SbF₇).

• Acid boric H₃BO₃.
• Acid phosphoric H₃PO₄.
• Acid carbonic H₂CO₃.
• Acid diphosphoric H₄P₂O₇
• Acid hydrofluoric HF.
• Acid sulfurơ H₂SO₃.
• Acid selenơ H₂SeO₃.
• Acid nitrơ HNO₂.
• Acid phosphorơ H₃PO₃.
• Acid hypochlorơ HClO.
• Acid chlorơ HClO₂.
• Acid silicic H₂SiO₃.
• Acid hydrocyanic HCN.
• Acid chloroauric HAuCl₄.

• Acid acetic CH₃-COOH (C₂H₄O₂).
• Acid oxalic COOH-COOH (C₂H₂O₄).
• Acid benzoic C₆H₅-COOH (C₇H₆O₂).
• Acid butyric CH₃-(CH₂)₂-COOH (C₄H₈O₂).
• Acid citric COOH-CH₂-C(COOH(OH))-CH₂-COOH (C₆H₈O₇).
• Acid formic H-COOH (CH₂O₂).
• Acid lactic CH₃-CH(OH)-COOH (C₃H₆O₃).
• Acid malic COOH-CH2-CH(OH)-COOH (C₄H₆O₅).
• Acid propionic CH₃-CH₂-COOH (C₃H₆O₂).
• Acid pyruvic CH₃-C(=O)-COOH (chứa nhóm chức keton) (C₃H₄O₃).
• Acid valeric CH₃-(CH₂)₃-COOH (C₅H₁₀O₂).

• Acid acetic hay acid etanoic: (E260) tìm thấy trong giấm và nước sốt cà chua.
• Acid adipic: (E355).
• Acid alginic: (E400).
• Acid benzoic: (E210).
• Acid boric: (E284).
• Acid ascorbic (vitamin C): (E300) tìm thấy trong các loại quả.
• Acid citric: (E330) tìm thấy trong quả các loại cam chanh.
• Acid carbonic: (E290) tìm thấy trong các nước uống carbonat hóa nhẹ.
• Acid carminic: (E120).
• Acid cyclamic: (E952).
• Acid erythorbic: (E315).
• Acid erythorbic: (E317).
• Acid formic: (E236).
• Acid fumaric: (E297).
• Acid gluconic: (E574).
• Acid glutamic: (E620).
• Acid guanylic: (E626).
• Acid hydrochloric: (E507).
• Acid inosinic: (E630).
• Acid lactic: (E270) tìm thấy trong các sản phẩm sữa như sữa chua.
• Acid malic: (E296).
• Acid metatartaric: (E353).
• Acid nicotinic: (E375).
• Acid oxalic: tìm thấy trong rau chân vịt và đại hoàng.
• Acid pectic: tìm thấy trong một số loại quả và rau.
• Acid phosphoric: (E338).
• Acid propionic: (E280).
• Acid sorbic: (E200) tìm thấy trong đồ uống và thực phẩm.
• Acid stearic: (E570) một loại acid béo.
• Acid succinic: (E363).
• Acid sulfuric: (E513).
• Acid tannic: tìm thấy trong chè.
• Acid tartaric: (E334) tìm thấy trong nho.

Wikimedia Commons có thêm hình ảnh và phương tiện truyền tải về Acid.

Một phần của loạt bài về
Hóa học
Khoa học vật chất
Mục lục Tổng quan Bảng thuật ngữ Lịch sử (Dòng thời gian)
Yếu tố chính Vật chất Pha Liên kết Phản ứng hóa học Ion Phản ứng acid-base Phản ứng oxid hóa khử Cân bằng hóa học Định luật hóa học
Phân nhánh Hóa phân tích Hóa sinh Hóa hữu cơ Hóa vô cơ Hóa lý
Nghiên cứu Nhà hóa học (Danh sách) Danh sách giải thưởng Danh sách tạp chí Danh sách vấn đề chưa giải được
Cổng thông tin Hóa học  Thể loại
x t s