✨Acid

thumb|[[Kẽm, một kim loại điển hình, đang phản ứng với acid hydrochloric, một acid điển hình.|228x228px]]

Acid (bắt nguồn từ ), thường được phiên âm là axít,

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.

Định nghĩa và khái niệm

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.

Acid Arrhenius

thumb|Svante Arrhenius.

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. 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:

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.

Acid Bronsted–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. Acid Brønsted–Lowry (hay đơn giản là acid Brønsted) tặng 1 proton cho base Brønsted–Lowry.

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

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:

: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.

Bậc điện ly acid

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:

: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.

:H2A +H2O <=>HA- +H3O+  K_a1

: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.

:H3A +H2O <=>H2A- +H3O+  K_a1

:H2A- +H2O <=>HA^2- +H3O+  K_a2

: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 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_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.

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; 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. 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.

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.

Ví dụ: HCl: acid hydrochloric; H₂S: 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.

Acid vô cơ mạnh

• 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 _x_HF·_y_SbF₅ (phổ biến là HSbF₆, H₂SbF₇).

Acid vô cơ yếu hay trung bình

• 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 hữu cơ

• 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 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 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.