Xem mã nguồn của Acid

{{Bài cùng tên|Acid (định hướng)}} 
{{1000 bài cơ bản}}
{{Acid-base}}
[[Tập tin:Zn reaction with HCl.JPG|thumb|[[Kẽm]], một [[kim loại]] điển hình, đang [[Phản ứng hóa học|phản ứng]] với [[acid hydrochloric]], một acid điển hình.|228x228px]]

'''Acid''' (bắt nguồn từ {{Lang-fr|acide}} {{IPA|fr|a.sid|}}),<ref name="Dictionnaire vietnamien - français. Les mots vietnamiens d'origine française">Đặng Thái Minh, "Dictionnaire Vietnamien — Français. Les mots Vietnamiens d'origine Française", ''Synergies Pays riverains du Mékong'', № spécial, năm 2011. ISSN: 2107-6758. Trang 49.</ref> thường được phiên âm là '''axít''',<ref name="Dictionnaire vietnamien - français. Les mots vietnamiens d'origine française"/> là một [[phân tử]] hoặc [[ion]] có khả năng cho 1 [[proton]] (tức là ion hydro, H<sup>+</sup>), được gọi là [[Thuyết acid–base Brønsted–Lowry|acid Brønsted–Lowry]], hoặc hình thành [[liên kết cộng hóa trị]] với một [[cặp electron]], được gọi là [[Acid và base Lewis|acid Lewis]].<ref name="IUPAC_acid">[http://goldbook.iupac.org/A00071.html IUPAC Gold Book - acid]</ref><ref>{{Chú thích sách|url=http://worldcat.org/oclc/1088505798|title=Acid và kiềm|last=Aihara|first=Herman|year=1920|isbn=978-604-77-5011-5|oclc=1088505798}}</ref>

Thể loại acid đầu tiên là chất cho proton, hay [[Thuyết acid–base Brønsted–Lowry|acid Brønsted–Lowry]]. Trong trường hợp đặc biệt của [[dung dịch nước]], chất cho proton tạo thành ion [[hydroni]] H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> và được gọi là acid Arrhenius.

== Định nghĩa và khái niệm ==
Các định nghĩa hiện đại liên quan đến các phản ứng hóa học [[Cơ sở (Euclid)|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.

[[Thuyết acid–base Brønsted–Lowry|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<sup>+</sup>) 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.

=== Acid Arrhenius ===
[[Tập tin:Arrhenius2.jpg|thumb|150px|Svante Arrhenius.]]

[[Nhà hóa học]] người Thụy Điển [[Svante Arrhenius]] quy các tính chất của acid cho các ion hydro (H<sup>+</sup>) hoặc proton vào năm [[1884]]. [[Acid Arrhenius]] là 1 chất mà khi thêm vào nước sẽ làm tăng nồng độ của các [[ion]] H<sup>+</sup> trong [[nước]].<ref name="Oxtoby8th">{{chú thích sách |last1=Otoxby |first1=D. W. |last2=Gillis |first2=H. P. |last3=Butler |first3=L. J. |title=Principles of Modern Chemistry |date=2015 |publisher=Brooks Cole |isbn=978-1305079113 |page=617 |edition=8th}}</ref><ref name="Ebbing">Ebbing, D.D., & Gammon, S. D. (2005). ''General chemistry'' (8th ed.). Boston, MA: Houghton Mifflin. {{ISBN|0-618-51177-6}}</ref> Lưu ý rằng các nhà hóa học thường viết H<sup>+</sup> (''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]], H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>. 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<sup>-</sup>) khi hòa tan trong nước. Điều này làm giảm nồng độ [[hydroni]] vì các ion phản ứng tạo thành các phân tử [[Nước|H<sub>2</sub>O]]:

<chem>{H3O_{(aq)}+} +{OH^-_{(aq)}} <=>{H2O_{(l)}} +H2O_{(l)}</chem>

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<sup>−7</sup>[[mol]]/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.

=== Acid Bronsted–Lowry ===
{{Main|Thuyết acid–base Brønsted–Lowry}}

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]]. [[Thuyết acid–base Brønsted–Lowry|Acid Brønsted–Lowry]] (hay đơn giản là acid Brønsted) tặng 1 proton cho [[Thuyết acid–base Brønsted–Lowry|base Brønsted–Lowry]].<ref name="Ebbing"/> 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]] (CH<sub>3</sub>COOH), acid hữu cơ mang đến cho [[giấm]] hương vị đặc trưng của nó:

:{{chem2|CH3COOH + H2O <-> CH3COO- + H3O+}}
:{{chem2|CH3COOH + NH3 <-> CH3COO− + NH4+}}

Cả hai lý thuyết đều dễ dàng mô tả phản ứng đầu tiên: CH<sub>3</sub>COOH hoạt động như acid Arrhenius vì nó hoạt động như 1 nguồn H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> khi hòa tan trong nước và nó hoạt động như 1 acid Brønsted bằng cách cho [[proton]] vào nước. Trong ví dụ thứ 2 CH<sub>3</sub>COOH trải qua quá trình biến đổi tương tự, trong trường hợp này tặng 1 proton cho [[amonia]] (NH<sub>3</sub>), nhưng không liên quan đến định nghĩa Arrhenius của 1 acid vì phản ứng không tạo ra hydroni. Tuy nhiên, CH<sub>3</sub>COOH 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. [[Acid hydrochloric|Hydro chloride]] (HCl) và amonia kết hợp trong một số điều kiện khác nhau để tạo thành [[amoni chloride]] (NH<sub>4</sub>Cl). 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:

#<chem>{H3O+_{(aq)}}+{Cl^-_{(aq)}}+NH3->{Cl^-_{(aq)}}+{NH4+_{(aq)}}+H2O</chem>
#<chem>{HCl_{(benzene)}}+{NH3_{(benzene)}}->{NH4Cl_{(5)}}</chem>
#<chem>{HCl_{(g)}}+{NH3_{(g)}}->{NH4Cl_{(s)}}</chem>

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 NH<sub>3</sub> dạng khí thứ 3 kết hợp với nhau tạo thành [[chất rắn]].

=== Acid Lewis ===
{{main|Acid và base Lewis}}

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.<ref name="Ebbing"/> 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:

:[[Tập tin:LewisAcid.png|374px]]

Trong phản ứng đầu tiên, 1 ion [[fluoride]], F<sup>-</sup>, 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 [[Ôxy|oxy]] trong H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> 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.<ref name="Oxtoby8th"/> Chúng phân ly trong nước để tạo ra acid Lewis, H<sup>+</sup>, 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).

== Tính chất chung ==
===Tính chất vật lý===

* [[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|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]].

===Tính chất hóa học===
Làm đổi màu [[Chất chỉ thị pH|chất chỉ thị]] (làm [[quỳ tím]] hóa [[đỏ]] hoặc [[Hồng (màu)|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 (hóa học)|muối]] và giải phóng khí [[hydro]].

Ví dụ:

<chem>Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2 ^</chem>

<chem>Mg + H2SO4 -> MgSO4 + H2 ^</chem>

Trong trường hợp kim loại tác dụng với:

[[Acid sulfuric]] (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>) đặc sẽ tạo ra muối, khí [[lưu huỳnh dioxide]] (SO<sub>2</sub>) và [[nước]] (H<sub>2</sub>O).

Ví dụ:

<chem>Cu + 2H2SO4 -> CuSO4 + SO2 ^ + 2H2O </chem>

[[Acid nitric]] (HNO<sub>3</sub>) sẽ tan, tạo ra muối, khí [[nitơ monoxide]] và nước.

Ví dụ:

<chem>Al + 4HNO3 -> Al(NO3)3 + NO ^ + H2O</chem>

HNO<sub>3</sub> đặc sẽ tạo ra muối, khí [[nitơ dioxide]] và H<sub>2</sub>O.

Ví dụ:

<chem>Ag + 2HNO3 -> AgNO3 + NO2 ^ + H2O</chem>

Tác dụng với [[Base (hóa học)|base]]: xem phần [[Acid#Phản ứng trung hòa|phản ứng trung hòa]].

Tác dụng với [[oxide base]] / [[Lưỡng tính (hóa học)|lưỡng tính]] (tạo thành muối và nước).

Ví dụ:

<chem>CuO +2HCl ->CuCl2 +H2O</chem>

<chem>Al2O3 + 3H2SO4 -> Al2(SO4)3 + 3H2O </chem>

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

Ví dụ:

<chem>BaCl2 + H2SO4 -> BaSO4 v +2HCl</chem>

<chem>2NaCN + H2SO4 -> Na2SO4 + 2HCN ^</chem>

===Tính điện ly===

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

:<chem>HA +H2O <=>A- +H3O+</chem>

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

:<math>K_a={[A^-]\cdot[\mbox{H}_3\mbox{O}^+]\over[HA]}</math>
 
Các acid mạnh có giá trị K<sub>a</sub> lớn (có nghĩa là cân bằng của phản ứng nghiêng về bên phải, có rất nhiều ion [[Hydroni|H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>]] tồn tại; acid gần như điện ly hoàn toàn). Ví dụ, giá trị của K<sub>a</sub> đối với [[acid hydrochloric]] (HCl) là 10<sup>7</sup>.

Các acid yếu có giá trị K<sub>a</sub> nhỏ (có nghĩa là ở mức cân bằng thì có 1 lượng đáng kể của AH và A<sup>-</sup> tồn tại cùng nhau trong dung dịch; các ion H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> tồn tại ở mức vừa phải; acid chỉ điện ly một phần). Ví dụ, giá trị của K<sub>a</sub> cho [[acid acetic]] là 1,8 x 10<sup>−5</sup>.

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.<ref>{{Chú thích sách|url=https://www.sciencedirect.com/science/article/abs/pii/B9780128164556000263|title=Analysis of organic acids|last=Chahardoli|first=Azam|last2=Jalilian|first2=Fereshteh|last3=Memariani|first3=Zahra|last4=Hosein Farzaei|first4=Mohammad|last5=Shokoohinia|first5=Yalda|doi=10.1016/B978-0-12-816455-6.00026-3}}</ref>

Chú ý:

* Thuật ngữ "[[ion hydro]]" và "[[proton]]" được sử dụng tương đương; cả hai đều chỉ tới H<sup>+</sup>.
* Trong các [[phản ứng hóa học]] H<sup>+</sup> thông thường được viết tuy rằng trong nước nó thực sự là H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>.
* Cường độ acid được đo bằng giá trị K<sub>a</sub> 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<sub>a</sub>= - log(K<sub>a</sub>).

=== Phản ứng trung hòa ===
[[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:

:<chem>NaOH +HCl ->NaCl +H2O</chem>

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.

=== Bậc điện ly acid ===
Một số phân tử acid có thể cung cấp nhiều hơn 1 ion H<sup>+</sup> (proton). Các acid mà chỉ có thể cho 1 ion H<sup>+</sup> trên 1 phân tử được gọi là [[acid monoproton]], các phân tử acid nào mà có thể cung cấp 2 ion H<sup>+</sup> là [[acid diproton]], các phân tử acid nào có thể cho 3 ion H<sup>+</sup> 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:

:<chem>HA +H2O <=>A- +H3O+</chem>

1 acid diproton (được ký hiệu tượng trưng là H<sub>2</sub>A) 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<sub>a1</sub> và K<sub>a2</sub>.

:<chem>H2A +H2O <=>HA- +H3O+</chem>&nbsp; K<sub>a1</sub>

:<chem>HA- +H2O <=>A^2- +H3O+</chem>&nbsp; K<sub>a2</sub>
 
Thông thường hằng số điện ly thứ nhất lớn hơn so với hằng số điện ly thứ 2; hay K<sub>a1</sub> > K<sub>a2</sub>. Ví dụ, [[acid sulfuric]] (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>) có thể cho 1 ion H<sup>+</sup> để tạo ra một [[anion bisulfat]] (HSO<sub>4</sub><sup>-</sup>), với hệ số K<sub>a1</sub> là rất lớn; sau đó nó có thể cho tiếp ion H<sup>+</sup> thứ 2 để tạo ra [[anion sulfat]] (SO<sub>4</sub><sup>−2</sup>) trong đó K<sub>a2</sub> là có giá trị [[trung bình]]. Giá trị lớn của K<sub>a1</sub> 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]] (H<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>) có thể mất 1 ion H<sup>+</sup> để tạo ra [[anion bicarbonat]] (HCO<sub>3</sub><sup>-</sup>) và mất tiếp ion H<sup>+</sup> thứ hai để tạo ra [[anion carbonat]] (CO3<sup>2-</sup>). Cả hai giá trị K<sub>a</sub> đều nhỏ, nhưng K<sub>a1</sub> > K<sub>a2</sub>.

Tương tự, 1 acid triproton (H<sub>3</sub>A) có thể có 1, 2, 3 nấc điện ly và có ba hằng số điện ly, trong đó K<sub>a1</sub> > K<sub>a2</sub> > K<sub>a3</sub>.

:<chem>H3A +H2O <=>H2A- +H3O+</chem>&nbsp; K<sub>a1</sub>

:<chem>H2A- +H2O <=>HA^2- +H3O+</chem>&nbsp; K<sub>a2</sub>

:<chem>HA^2- +H2O <=>A^3- +H3O+</chem>&nbsp; K<sub>a3</sub>

Một ví dụ của [[acid triproton]] vô cơ là acid orthophosphoric (H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>), thông thường gọi là [[acid phosphoric]]. 3 [[nguyên tử]] [[hydro]] của nó có thể kế tiếp nhau mất đi như là ion H<sup>+</sup> (hay H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> trong nước) để sinh ra H<sub>2</sub>PO<sub>4</sub><sup>-</sup>, sau đó là HPO<sub>4</sub><sup>2−</sup>, và cuối cùng là PO<sub>4</sub><sup>3−</sup>, 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<sup>+</sup> 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<sub>a</sub> kế tiếp nhau sẽ giảm dần do về mặt năng lượng, nó càng khó mất ion H<sup>+</sup> hơn nếu ion mang [[điện tích]] âm cao dần lên và thường giảm khoảng 1.000 lần qua mỗi bậc.

== Chỉ số acid ==
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<sub>eq</sub> - b<sub>eq</sub>) × N × 56,1/W<sub>đầu</sub>

V<sub>eq</sub> 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<sub>eq</sub> 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<sub>KHP</sub> / (204,23 × V<sub>eq</sub>).

Trong đó, W<sub>KHP</sub> là lượng (g) của [[KHP]] trong 50 ml [[dung dịch KHP]] tiêu chuẩn, và V<sub>eq</sub> 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.

== Ứng dụng của acid ==
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 dược dụng|đại hoàng]]; lá rhubarb và carambolas chưa chín là [[Chất độc|độc tính]] vì nồng độ cao của [[acid oxalic]].

[[Acid ascorbic]] ([[vitamin C]]) là 1 [[vitamin]] cần thiết cho [[Cơ thể người|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.<ref>{{chú thích sách|title = 8 - Biological roles of amino acids and peptides - University Publishing Online|url = http://ebooks.cambridge.org/chapter.jsf?bid=CBO9781139163828&cid=CBO9781139163828A114|archive-url = https://web.archive.org/web/20160302214930/http://ebooks.cambridge.org/chapter.jsf?bid=CBO9781139163828&cid=CBO9781139163828A114|url-status = dead|archive-date = 2 March 2016|date = June 2012|doi = 10.1017/CBO9781139163828|last1 = Barrett|first1 = G. C.|last2 = Elmore|first2 = D. T.|isbn = 9780521462921}}</ref>  [[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.

== Tên gọi của acid ==
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.

{| class="wikitable"
!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]]

=== Acid không có oxy ===
Đối với acid không có oxy: tên acid: acid + hydro + tên phi kim + ic.<ref name="ReferenceA">Theo TCVN 5529:2010 và  TCVN 5530:2010</ref>

Ví dụ: HCl: [[acid hydrochloric]]; H<sub>2</sub>S: [[acid hydrosulfuric]].

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

=== Acid có oxy ===
Acid có nhiều nguyên tử oxy: tên acid: acid + tên của phi kim + ic.<ref name="ReferenceA" />

Ví dụ: HNO<sub>3</sub>: [[acid nitric]]; H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>: [[acid sulfuric]]; H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>: [[acid phosphoric]].

NO<sub>3</sub>: [[nitrat]]; = SO<sub>4</sub>: [[sulfat]]; = PO<sub>4</sub>: [[phosphat]].

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

Ví dụ: H<sub>2</sub>SO<sub>3</sub>: [[acid sulfurơ]]; SO<sub>3</sub>: sulfit.

== Các acid điển hình ==
Acid được phân thành hai loại lớn có cấu tạo phân tử rất khác nhau: [[acid hữu cơ]] và [[acid vô cơ]].<ref>{{Chú thích sách|url=https://www.google.com.vn/books/edition/The_Common_Sense_Approach_to_Hazardous_M/6AGGHbXVpSsC?hl=vi&gbpv=1|title=The Common Sense Approach to Hazardous Materials|last=Fire Sr.|first=Frank|last2=L. Fire|first2=Frank|year=2009|isbn=9781593701949|language=en}}</ref>

=== Acid vô cơ mạnh ===

* [[Acid hydrochloric]] HCl.
* [[Acid hydrobromic]] HBr.
* [[Acid hydroiodic]] HI.
* [[Acid nitric]] HNO<sub>3</sub>.
* [[Acid sulfuric]] H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>.
* [[Acid chloric]] HClO<sub>3</sub>.
* [[Acid perchloric]] HClO<sub>4</sub>.
* [[Acid selenic]] H<sub>2</sub>SeO<sub>4</sub>.
* [[Acid permanganic]] HMnO<sub>4</sub>.
* [[Acid fluoroantimonic]] ''x''HF·''y''SbF<sub>5</sub> (phổ biến là HSbF<sub>6</sub>, H<sub>2</sub>SbF<sub>7</sub>).

=== Acid vô cơ yếu hay trung bình ===
* [[Acid boric]] H<sub>3</sub>BO<sub>3</sub>.
* [[Acid phosphoric]] H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>.
* [[Acid carbonic]] H<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>.
* [[Acid diphosphoric]] H<sub>4</sub>P<sub>2</sub>O<sub>7</sub>
* [[Acid hydrofluoric]] HF.
* [[Acid sulfurơ]] H<sub>2</sub>SO<sub>3</sub>.
* [[Acid selenơ]] H<sub>2</sub>SeO<sub>3</sub>.
* [[Acid nitrơ]] HNO<sub>2</sub>.
* [[Acid phosphorơ]] H<sub>3</sub>PO<sub>3</sub>.
* [[Acid hypochlorơ]] HClO.
* [[Acid chlorơ]] HClO<sub>2</sub>.
* [[Acid silicic]] H<sub>2</sub>SiO<sub>3</sub>.
* [[Hydro cyanide|Acid hydrocyanic]] HCN.
* [[Acid chloroauric]] HAuCl<sub>4</sub>.

=== Acid hữu cơ ===
* [[Acid acetic]] CH<sub>3</sub>-COOH (C<sub>2</sub>H<sub>4</sub>O<sub>2</sub>).
* [[Acid oxalic]] COOH-COOH (C<sub>2</sub>H<sub>2</sub>O<sub>4</sub>).
* [[Acid benzoic]] C<sub>6</sub>H<sub>5</sub>-COOH (C<sub>7</sub>H<sub>6</sub>O<sub>2</sub>).
* [[Acid butyric]] CH<sub>3</sub>-(CH<sub>2</sub>)<sub>2</sub>-COOH (C<sub>4</sub>H<sub>8</sub>O<sub>2</sub>).
* [[Acid citric]] COOH-CH<sub>2</sub>-C(COOH(OH))-CH<sub>2</sub>-COOH (C<sub>6</sub>H<sub>8</sub>O<sub>7</sub>).
*[[Acid formic]] H-COOH (CH<sub>2</sub>O<sub>2</sub>).
* [[Acid lactic]] CH<sub>3</sub>-CH(OH)-COOH (C<sub>3</sub>H<sub>6</sub>O<sub>3</sub>).
* [[Acid malic]] COOH-CH2-CH(OH)-COOH (C<sub>4</sub>H<sub>6</sub>O<sub>5</sub>).
* [[Acid propionic]] CH<sub>3</sub>-CH<sub>2</sub>-COOH (C<sub>3</sub>H<sub>6</sub>O<sub>2</sub>).
* [[Acid pyruvic]] CH<sub>3</sub>-C(=O)-COOH (chứa nhóm chức [[keton]]) (C<sub>3</sub>H<sub>4</sub>O<sub>3</sub>).
* [[Acid valeric]] CH<sub>3</sub>-(CH<sub>2</sub>)<sub>3</sub>-COOH (C<sub>5</sub>H<sub>10</sub>O<sub>2</sub>).

== Acid trong chế biến thực phẩm ==
* [[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 [[Bão hòa carbon dioxide|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).
* [[Guanosin monophosphat|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).
* [[Niacin|Acid nicotinic]]: (E375).
* [[Acid oxalic]]: tìm thấy trong [[rau chân vịt]] và [[Đại hoàng dược dụng|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 (thực vật)|nho]].

== Tham khảo ==
{{tham khảo}}

{{thể loại Commons|Acids}}

{{Hóa học}}

[[Thể loại:Acid|*]]
[[Thể loại:Từ gốc Pháp]]
[[Thể loại:Bài cơ bản dài trung bình]]
[[Thể loại:Hóa học acid–base]]