Kiến thức

Axit – Wikipedia tiếng Việt

Đây là một bài viết cơ bản. Nhấn vào đây để biết thêm thông tin.

Axit

Bách khoa toàn thư mở Wikipedia

Bước tới điều hướng

Bước tới tìm kiếm

Kẽm

, 1

kim loại

điển hình, đang

phản ứng

với

axit clohydric

, 1 axit điển hình

Axit (bắt nguồn từ từ

tiếng Pháp

acide /asid/),

[1]

còn được viết là a-xít,

[1]

là các

hợp chất

hóa học

có thể

hòa tan

trong

nước

và có

vị chua

, thông thường biểu diễn dưới dạng

công thức

tổng quát HxA.

Thông thường, axit

[2]

là bất kỳ

chất

nào tạo được

dung dịch

có độ

pH

nhỏ hơn 7 khi nó hòa tan trong nước. Độ pH càng nhỏ thì tính axit càng mạnh. Các chất có đặc tính giống axit được gọi là có tính axit. Vv

Về mặt khoa học, axit là các

phân tử

hay

ion

có khả năng nhường

proton

(

ion

H+

) cho

bazơ

, hay nhận (các) cặp

electron

không chia từ

bazơ

.

Tính chất chung[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Bạn đang xem: Axit – Wikipedia tiếng Việt

Tính chất vật lý

[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

  • Vị giác

    : có vị chua khi hòa tan trong nước.

  • Xúc giác

    : có cảm giác bỏng rát (với các axit mạnh).

  • Độ dẫn điện: Là các

    chất điện li

    nên có khả năng

    dẫn điện

    .

Tính chất hóa học

[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

  • Làm đổi màu

    chất chỉ thị

    (làm quỳ

    tím

    hóa

    đỏ

    hoặc

    hồng

    ).

  • Tác dụng với

    kim loại

    (

    Li

    ,

    K

    ,

    Ba

    ,

    Cs

    ,

    Ca,

    Na

    ,

    Mg

    ,

    Al

    ,

    Mn

    ,

    Zn

    ,

    Cr

    ,

    Fe

    ,

    Co

    ,

    Ni

    ,

    Sn

    ,

    Pb

    )(tạo thành muối và giải phóng khí hiđro (

    H

    ).

Ví dụ:

Mg+2HCl⟶MgCl2+H2{displaystyle {ce {Mg +2HCl ->MgCl2 +H2}}}
Trong trường hợp kim loại tác dụng với

H2SO4

đặc sẽ tạo ra muối +

SO2

+

H2

.

  • Tác dụng với

    bazơ

    (tạo thành

    muối

    nước

    ).

Ví dụ:

Ba(OH)2+H2SO4⟶BaSO4↓+2H2O{displaystyle {ce {Ba(OH)2 +H2SO4 ->BaSO4v +2H2O}}}
Cu(OH)2+H2SO4⟶CuSO4+2H2O{displaystyle {ce {Cu(OH)2 +H2SO4 ->CuSO4 +2H2O}}}
  • Tác dụng với

    oxit bazơ

    (tạo thành muối và nước).

Ví dụ:

CuO+2HCl⟶CuCl2+H2O{displaystyle {ce {CuO +2HCl ->CuCl2 +H2O}}}
  • Tác dụng với muối (tạo axit mới và

    muối

    mới)

Ví dụ:

CaCl2+H2SO4⟶CaSO4↓+2HCl{displaystyle {ce {CaCl2 +H2SO4 ->CaSO4v +2HCl}}}

Xem thêm: Cách nhẩm nghiệm phương trình bậc hai-Thapsang.vn

Tính điện li

[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Trong nước phản ứng sau diễn ra giữa axit (HA) và nước, là chất đóng vai trò của 1

bazơ

:

HA+H2O↽A−+H3O+{displaystyle {ce {HA +H2O <=>A- +H3O+}}}

Hằng số axit

(hay

hằng số phân li của axit

) là hằng số cân bằng cho phản ứng của AH với nước:

Ka=[A−]⋅[H3O+][HA]{displaystyle K_{a}={[A^{-}]cdot [{mbox{H}}_{3}{mbox{O}}^{+}] over [HA]}}

Các axit mạnh có giá trị Ka lớn (có nghĩa là cân bằng của phản ứng nghiêng về bên phải, có rất nhiều ion

H3O+

tồn tại; axit gần như điện ly hoàn toàn). Ví dụ, giá trị của Ka đối với

axit clohiđric

(HCl) là 107.

Các axit yếu có giá trị Ka 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; axit chỉ điện ly một phần). Ví dụ, giá trị của Ka cho

axit axetic

là 1,8 x 10−5.

Các axit mạnh bao gồm các axit của các

halogen

như

HCl

,

HBr

, và

HI

. (Tuy nhiên,

axit flohiđric

(HF) lại tương đối yếu). Các axit chứa

oxy

, có xu hướng với các nguyên tử trung tâm ở các trạng thái

oxy hóa

cao, được bao quanh bởi oxy, cũng là các axit mạnh chẳng hạn

HNO3

,

H2SO4

,

HClO4

. Phần lớn các

axit hữu cơ

là axit yếu.

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 axit được đo bằng giá trị Ka của nó. Độ pH đo xem có bao nhiêu ion

    hydro

    tồn tại, điều này phụ thuộc vào dạng axit (bazơ) và phụ thuộc vào lượng của nó trong dung dịch.

  • Cường độ axit được định nghĩa bằng pKa= – log(Ka).

Phản ứng trung hòa[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Phản ứng trung hòa

là phản ứng hóa học giữa axit và bazơ. 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{displaystyle {ce {NaOH +HCl ->NaCl +H2O}}}

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

Bậc điện li axit[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Một số phân tử axit có thể cung cấp nhiều hơn 1 ion H+ (proton). Các axit mà chỉ có thể cho 1 ion H+ trên 1 phân tử được gọi là

axit monoproton

, các phân tử axit nào mà có thể cung cấp 2 ion H+

axit diproton

, các phân tử axit nào có thể cho 3 ion H+

axit triproton

,… 1 axit monoproton chỉ có 1 nấc điện li (đôi khi gọi là

ion hóa

) như sau và đơn giản chỉ có 1 hằng số điện li:

HA+H2O↽A−+H3O+{displaystyle {ce {HA +H2O <=>A- +H3O+}}}

1 axit diproton (được ký hiệu tượng trưng là H2A) có thể có 1 hoặc 2 nấc điện li phụ thuộc vào các điều kiện môi trường (tức pH). Mỗi nấc điện li có hằng số điện li riêng, là Ka1 và Ka2.

H2A+H2O↽HA−+H3O+{displaystyle {ce {H2A +H2O <=>HA- +H3O+}}}       Ka1
HA−+H2O↽A2−+H3O+{displaystyle {ce {HA- +H2O <=>A^2- +H3O+}}}         Ka2

Thông thường hằng số điện li thứ nhất lớn hơn so với hằng số điện li thứ 2; hay Ka1 > Ka2. Ví dụ,

axit sulfuric

(H2SO4) có thể cho 1 ion H+ để tạo ra một

anion bisulfat

(HSO4), với hệ số Ka1 là rất lớn; sau đó nó có thể cho tiếp ion H+ thứ 2 để tạo ra

anion sulfat

(SO4−2) trong đó Ka2 là có giá trị

trung bình

. Giá trị lớn của Ka1 cho nấc điện li thứ nhất làm cho

axit sulfuric

là 1 axit mạnh. Tương tự, axit yếu và không ổn định như

axit cacbonic

(H2CO3) có thể mất 1 ion H+ để tạo ra

anion bicacbonat

(HCO3) và mất tiếp ion H+ thứ hai để tạo ra

anion cacbonat

(CO32-). Cả hai giá trị Ka đều nhỏ, nhưng Ka1 > Ka2.

Tương tự, 1 axit triproton (H3A) có thể có 1, 2, 3 nấc điện li và có ba hằng số điện li, trong đó Ka1 > Ka2 > Ka3.

H3A+H2O↽H2A−+H3O+{displaystyle {ce {H3A +H2O <=>H2A- +H3O+}}}          Ka1
H2A−+H2O↽HA2−+H3O+{displaystyle {ce {H2A- +H2O <=>HA^2- +H3O+}}}      Ka2
HA2−+H2O↽A3−+H3O+{displaystyle {ce {HA^2- +H2O <=>A^3- +H3O+}}}        Ka3

1 ví dụ của axit triproton vô cơ là axit octhophốtphoric (H3PO4), thông thường gọi là

axit photphoric

. 3

nguyên tử

H

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

octhophotphat

mang điện tích -3, thông thường gọi là

photphat

. Ví dụ của axit triproton hữu cơ là

axit xitric

, 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 Ka 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 1000 lần qua mỗi bậc.

Các định nghĩa khác[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Các định nghĩa hiện đại liên quan đến các phản ứng hóa học

cơ bản

phổ biến cho tất cả các axit.

Hầu hết các axit 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 axit-bazơ được cho là liên quan đến việc chuyển proton (H+) từ axit sang bazơ.

Các ion hydronium là axit theo cả ba định nghĩa. Mặc dù

rượu

amin

có thể là axit Brønsted-Lowry, chúng cũng có thể hoạt động như các bazơ Lewis do các cặp electron đơn độc trên các nguyên tử oxy và nitơ của chúng.

Xem thêm: Bài 3 (Chương 2): Nhị thức Niu-tơn

Axit Arrhenius[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Nhà hóa học

người

Thụy Điển

Svante Arrhenius

quy các tính chất của axit cho các ion hydro (H+) hoặc proton vào năm

1884

.

Axit Arrhenius

là 1 chất mà khi thêm vào nước sẽ làm tăng nồng độ của các

ion

H + trong

nước

.

[3]

[4]

Lưu ý rằng các nhà hóa học thường viết H+ (aq) và đề cập đến ion hydro khi mô tả các

phản ứng axit-bazơ

nhưng hạt nhân

hydro

tự do và 1

proton

, không tồn tại một mình trong nước, nó tồn tại dưới dạng

ion hydronium

, H3O+. Do đó, axit Arrhenius cũng có thể được mô tả như 1 chất làm tăng

nồng độ

của các

ion hydronium

khi thêm vào nước. Ví dụ bao gồm các chất phân tử như

HCl

axit axetic

.

Mặt khác,

bazơ

Arrhenius là 1 chất làm tăng nồng độ của các

ion hydroxit

(OH) khi hòa tan trong nước. Điều này làm giảm nồng độ

hydronium

vì các ion phản ứng tạo thành các phân tử

H2O

:

H3O(aq)++OH(aq)−H2O(l)+H2O(l){displaystyle {ce {{H3O_{(aq)}+}+{OH_{(aq)}^{-}}<=>{H2O_{(l)}}+H2O_{(l)}}}}

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

hydroxit

, trong khi bazơ Arrhenius làm tăng nó.

Trong

dung dịch axit

, nồng độ của các ion hydronium lớn hơn 10−7

mol

/lít. Do

pH

được định nghĩa là

logarit

âm của nồng độ các ion hydronium, do đó các dung dịch axit có độ pH nhỏ hơn 7.

Axit Bronsted–Lowry[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

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,

Julian Nicolaus Brønsted

Thomas Martin Lowry

đã công nhận độc lập rằng các

phản ứng axit-bazơ

liên quan đến việc chuyển 1

proton

.

Axit Brønsted-Lowry

(hay đơn giản là axit Brønsted) tặng 1 proton cho

bazơ Brønsted-Lowry

[5]

. Lý thuyết axit-bazơ Brønsted-Lowry có một số lợi thế so với lý thuyết Arrhenius. Hãy xem xét các phản ứng sau đây của

axit axetic

(CH3COOH), axit hữu cơ mang đến cho

giấm

hương vị đặc trưng của nó:

CH3COOH+H2O↽CH3COO−+H3O+{displaystyle {ce {CH3COOH +H2O <=>CH3COO- +H3O+}}}

CH3COOH+NH3↽CH3COO−+NH4+{displaystyle {ce {CH3COOH +NH3 <=>CH3COO- +NH+4}}}

Cả hai lý thuyết đều dễ dàng mô tả phản ứng đầu tiên: CH3COOH hoạt động như axit Arrhenius vì nó hoạt động như 1 nguồn H3O+ khi hòa tan trong nước và nó hoạt động như 1 axit 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

amoniac

(NH3), nhưng không liên quan đến định nghĩa Arrhenius của 1 axit vì phản ứng không tạo ra hydronium. Tuy nhiên, CH3COOH vừa là Arrhenius vừa là axit 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.

Hydrogen clorua

(HCl) và amoniac kết hợp trong một số điều kiện khác nhau để tạo thành

amoni clorua

(NH4Cl). Trong dung dịch nước HCl hoạt động như

axit hydrochloric

và tồn tại dưới dạng

ion hydronium

clorua

. Các phản ứng sau đây minh họa những hạn chế trong định nghĩa của Arrhenius:

  1. H3O(aq)++Cl(aq)−+NH3⟶Cl(aq)−+NH4(aq)++H2O{displaystyle {ce {{H3O+_{(aq)}}+{Cl_{(aq)}^{-}}+NH3->{Cl_{(aq)}^{-}}+{NH4+_{(aq)}}+H2O}}}
  2. HCl(benzene)+NH3(benzene)⟶NH4Cl(5){displaystyle {ce {{HCl_{(benzene)}}+{NH3_{(benzene)}}->{NH4Cl_{(5)}}}}}
  3. HCl(g)+NH3(g)⟶NH4Cl(s){displaystyle {ce {{HCl_{(g)}}+{NH3_{(g)}}->{NH4Cl_{(s)}}}}}

Như với các phản ứng axit axetic, cả hai

định nghĩa

đều hoạt động trong ví dụ đầu tiên, trong đó nước là

dung môi

và ion hydronium 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 clorua

amoniac

(hòa tan trong

benzen

) phản ứng tạo thành amoni clorua

rắn

trong

dung môi

benzen và trong khí HCl và NH3 dạng khí thứ 3 kết hợp với nhau tạo thành

chất rắn

.

Axit Lewis[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

1 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

axit-bazơ

không liên quan đến việc chuyển

proton

.

Axit Lewis

là 1 axit chấp nhận 1 cặp

electron

từ các chất khác; nói cách khác, nó là 1 axit chấp nhận cặp electron

[6]

.Phản ứng axit-bazơ Brønsted là phản ứng chuyển proton trong khi phản ứng axit-bazơ Lewis là chuyển cặp electron. Nhiều axit Lewis không phải là axit Brønsted-Lowry. Tương phản như thế nào các phản ứng sau được mô tả về mặt hóa học axit-bazơ:

Trong phản ứng đầu tiên, 1

ion florua

, F, từ bỏ 1 cặp electron thành

boron triflorua

để tạo thành sản phẩm

tetrafluoroborate

. Fluoride”mất”1 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 florua hơn so với ion florua đơn độc.

BF3

là axit Lewis vì nó chấp nhận cặp electron từ

florua

. 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 axit Brønsted không xác định sang amoniac, 1 bazơ Brønsted; cách khác, amoniac hoạt động như bazơ Lewis và chuyển 1 cặp electron đơn độc để tạo liên kết với

ion hydro

. Chất thu được cặp electron là axit Lewis; ví dụ, nguyên tử

oxy

trong H3O+ thu được 1 cặp electron khi 1t 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, axit Lewis cũng có thể được mô tả là chất

oxy hóa

hoặc

chất điện li

. Các axit Brønsted hữu cơ, như axit axetic,

citric

hoặc

axit oxalic

, chứ không phải là axit Lewis.

[7]

Chúng phân ly trong nước để tạo ra axit Lewis, H+, nhưng đồng thời cũng tạo ra 1 lượng tương đương với bazơ Lewis (tương ứng acetate, citrate hoặc oxalate cho các axit được đề cập).

Chỉ số axit[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Chỉ số này được sử dụng để định lượng số lượng axit tồn tại, chẳng hạn như trong

dầu điêzen sinh học

. Nó là lượng bazơ, biểu diễn theo lượng miligam

kali hydroxit

(KOH), cần phải có để trung hòa các thành phần axit trong 1 g mẫu thử.

AN = (Veq – beq) × N × 56,1 / Wđầu

Veq là lượng

chất thử chuẩn

(ml) được tiêu thụ bởi 1 mẫu dầu mỏ và 1 ml (spiking solution??) ở điểm tương đương, và beq 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 × WKHP / (204,23 × Veq).

Trong đó, WKHP là lượng (g) của

KHP

trong 50 ml

dung dịch KHP

tiêu chuẩn, và Veq là lượng của chất thử chuẩn (ml) được tiêu thụ bởi 50ml dung dịch KHP tiêu chuẩn ở điểm tương đương.

Chỉ số axit (mg KOH/g dầu) cho

dầu điêzen

sinh học được ưa chuộng phải thấp hơn 3.

Ứng dụng của axit[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Có rất nhiều ứng dụng cho axit. Axit 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

axit sulfuric

trong

pin xe hơi

. Axit mạnh, đặc biệt là axit sulfuric, được sử dụng rộng rãi trong chế biến

khoáng sản

. Ví dụ, khoáng chất

photphat

phản ứng với axit sulfuric để tạo ra axit photphoric để sản xuất

phân bón phosphat

, và

kẽm

được tạo ra bằng cách hòa tan

oxit kẽm

thành axit sulfuric, làm sạch dung dịch và

electrowinning

. Trong ngành

công nghiệp hóa học

, axit phản ứng trong

phản ứng trung hòa

để tạo ra muối. Ví dụ, axit nitric phản ứng với amoniac để tạo ra

amoni nitrat

, 1 phân bón. Ngoài ra, các

axit cacboxylic

có thể được este hóa với

rượu cồn

, để tạo ra este. Axit 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.

Axit photphoric

, ví dụ, là 1 thành phần của đồ uống

cola

.

Axit acetic

được sử dụng trong cuộc sống hàng ngày như dấm.

Axit cacbonic

là một phần quan trọng của một số loại nước uống

cola

và soda.

Axit xitric

được sử dụng làm chất bảo quản trong

nước sốt

dưa chua

.

Axit tartaric

là 1 thành phần quan trọng của một số thực phẩm thông dụng như

xoài

chưa chín và

me

.

Trái cây

rau

quả tự nhiên cũng chứa axit.

Axit citric

có trong

cam

,

chanh

và các loại

quả có múi

khác.

Axit oxalic

có trong

cà chua

,

rau bina

, và đặc biệt là

carambola

đại hoàng

; lá rhubarb và carambolas chưa chín là

độc tính

vì nồng độ cao của

axit oxalic

.

Axit 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

ổi

.

Một số axit được sử dụng làm

thuốc

.

Axit acetylsalicylic

(

Aspirin

) được sử dụng như

thuốc giảm đau

và làm giảm cơn sốt.

Axit đóng vai trò quan trọng trong cơ thể con người.

Axit clohiđric

có trong

dạ dày

giúp

tiêu hóa

bằng cách phá vỡ các phân tử thức ăn lớn và phức tạp.

Amino axit

được yêu cầu để tổng hợp các

protein

cần thiết cho sự phát triển và sửa chữa các

cơ thể.

Axit béo

cũng cần cho sự phát triển và sửa chữa các mô của cơ thể. Các

axit nucleic

rất quan trọng cho việc sản xuất

DNA

RNA

và chuyển các đặc tính sang con lai qua

gen

.

Axit cacbonic

rất quan trọng để duy trì độ cân bằng pH trong cơ thể.

Tên gọi của axit[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Các axit 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 axit
at axit+ ic
it axit + ơ
ua axit + hiđric

Ví dụ:

  • sunfat

    –>

    axit sunfuric

  • sunfit

    –>

    axit sunfurơ

  • sunfua

    –>

    axit sunfuhiđric

  • peclorat

    –>

    axit pecloric

  • clorua

    –>

    axit clohiđric

a)

Axit không có oxi

[8]

Tên axit: axit + tên phi kim + hiđric.

VD: HCl:

axit clohiđric

; H2S:

axit sunfuhiđric

Gốc axit tương ứng là: -Cl:

clorua

; =S:

sunfua

.

b)

Axit có oxi

[9]

-Axit có nhiều nguyên tử oxi:

Tên axit: axit + tên của phi kim + ic.

Vd: HNO3:

axit nitric

; H2SO4:

axit sunfuric

; H3PO4:

axit photphoric

– NO3 :

nitrat

; = SO4:

sunfat

; = PO4:

photphat

.

-Axit có ít nguyên tử oxi:

[9]

Tên axit: axit + tên phi kim + ơ.

Vd: H2SO3:

axit sunfurơ

= SO3:

sunfit

.

Các axit điển hình[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Axit được phân thành hai loại lớn có cấu tạo phân tử rất khác nhau:

axit hữu cơ

axit vô cơ

.

Xem thêm: Phương Trình Đường Thẳng-Toán 10-Đề án 2020-Tổng Hợp Chia Sẻ Hình ảnh, Tranh Vẽ, Biểu Mẫu Trong Lĩnh Vực Giáo Dục

Axit vô cơ mạnh[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

  • Axit clohydric

    HCl.

  • Axit bromhydric

    HBr.

  • Axit iodhydric

    HI.

  • Axit nitric

    HNO3.

  • Axit sulfuric

    H2SO4.

  • Axit cloric

    HClO3.

  • Axit pecloric

    HClO4.

  • Axit selenic

    H2SeO4.

  • Axit pemanganic

    HMnO4.

  • Axit fluoroantimonic

    H2FSbF6.

Axit vô cơ yếu hay trung bình[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

  • Axit boric

    H3BO3.

  • Axit phốtphoric

    H3PO4.

  • Axit cacbonic

    H2CO3

  • Axit pyrophotphoric

    H4P2O7.

    [10]

  • Axit sunfurơ

    H2SO3.

  • Axit selenơ

    H2SeO3.

  • Axit nitrơ

    HNO2.

  • Axit phosphorơ

    H3PO3.

  • Axit hipoclorơ

    HClO.

  • Axit clorơ

    HClO2.

  • Axit silicic

    H2SiO3.

  • Axit xianhhidric

    HCN.

  • Axit aluminic

    HAlO2.

  • Axit au-clohidric

    HAuCl4.

Axit hữu cơ[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

  • Axit axêtic

    CH3-COOH (C2H4O2).

  • Axit oxalic COOH-COOH (C2H2O4).
  • Axit benzôic

    C6H5-COOH (C7H6O2).

  • Axit butyric

    CH3-(CH2)2-COOH (C4H8O2).

  • Axit xitric

    COOH-CH2-C(COOH(OH))-CH2-COOH (C6H8O7).

  • Axit formic

    H-COOH (CH2O2).

  • Axit lactic

    CH3-CH(OH)-COOH (C3H6O3).

  • Axit malic

    COOH-CH2-CH(OH)-COOH (C4H6O5).

  • Axit prôpionic

    CH3-CH2-COOH (C3H6O2).

  • Axit piruvic

    CH3-C(=O)-COOH (chứa nhóm chức

    xêtôn

    )(C3H4O3).

  • Axit valeric

    CH3-(CH2)3-COOH (C5H10O2).

Axit trong chế biến thực phẩm[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

  • Axit axetic

    hay

    axit etanoic

    : (E260) tìm thấy trong

    giấm

    nước sốt cà chua

    .

  • Axit ađipic

    : (E355).

  • Axit alginic

    : (E400).

  • Axit benzoic

    : (E210).

  • Axit boric

    : (E284).

  • Axit ascorbic

    (

    vitamin C

    ): (E300) tìm thấy trong các loại

    quả

    .

  • Axit xitric

    : (E330) tìm thấy trong quả các loại

    cam

    chanh

    .

  • Axit carbonic

    : (E290) tìm thấy trong các nước uống

    cacbonat hóa

    nhẹ.

  • Axit cacminic

    : (E120).

  • Axit xyclamic

    : (E952).

  • Axit erythorbic

    : (E315).

  • Axit erythorbin

    : (E317).

  • Axit foócmic

    : (E236).

  • Axit fumaric

    : (E297).

  • Axit gluconic

    : (E574).

  • Axit glutamic

    : (E620).

  • Axit guanylic

    : (E626).

  • Axit clohiđric

    : (E507).

  • Axit inosinic

    : (E630).

  • Axit lactic

    : (E270) tìm thấy trong các sản phẩm sữa như

    sữa chua

    .

  • Axit malic

    : (E296).

  • Axit metatartaric

    : (E353).

  • Axit nicôtinic

    : (E375).

  • Axit ôxalic

    : tìm thấy trong

    rau chân vịt

    đại hoàng

    .

  • Axit pectic

    : tìm thấy trong một số loại

    quả

    rau

    .

  • Axit phốtphoric

    : (E338).

  • Axit prôpionic

    : (E280).

  • Axit soócbic

    : (E200) tìm thấy trong

    đồ uống

    thực phẩm

    .

  • Axit stêaric

    : (E570) một loại

    axit béo

    .

  • Axit sucxinic

    : (E363).

  • Axit sulfuric

    : (E513).

  • Axit tannic

    : tìm thấy trong

    chè

    .

  • Axit tartaric

    : (E334) tìm thấy trong

    nho

    .

Tham khảo[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

  1. ^

    a

    ă

    Đặng Thái Minh,”Dictionnaire vietnamien – français. Les mots vietnamiens d’origine française”, Synergies Pays riverains du Mékong, n° spécial, năm 2011. ISSN: 2107-6758. Trang 49.

  2. ^

    “What is acids and base”

    . Acids.

  3. ^

    Lỗi chú thích: Thẻ <ref> sai; không có nội dung trong thẻ ref có tên Oxtoby8th

  4. ^

    Ebbing, D.D., & Gammon, S. D. (2005). General chemistry (8th ed.). Boston, MA: Houghton Mifflin.

    ISBN

    0-618-51177-6

  5. ^

    Lỗi chú thích: Thẻ <ref> sai; không có nội dung trong thẻ ref có tên Ebbing2

  6. ^

    Lỗi chú thích: Thẻ <ref> sai; không có nội dung trong thẻ ref có tên Ebbing3

  7. ^

    Lỗi chú thích: Thẻ <ref> sai; không có nội dung trong thẻ ref có tên Oxtoby8th2

  8. ^

    Sgk hóa học lớp 8 (tr.126)

  9. ^

    a

    ă

    Sgk hóa học lớp 8 (tr.127)

  10. ^

    [Axit flohydric “HF”] Kiểm tra giá trị |url= (

    trợ giúp

    ).

Lấy từ “

https://vi.wikipedia.org/w/index.php?title=Axit&oldid=64746711

Chuyên mục: Kiến thức

Related Articles

Trả lời

Email của bạn sẽ không được hiển thị công khai. Các trường bắt buộc được đánh dấu *

Check Also
Close
Back to top button