Axit

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

Axit (xuất phát từ tiếng Pháp: acide [a.sid]), thường được viết là axít, là một phân tử hoặc ion có khả năng cho 1 proton (hay ion hydro, H), được gọi là axit Brønsted–Lowry, hoặc hình thành liên kết cộng hóa trị với một cặp electron, được gọi là axit Lewis.

Loại axit đầu tiên là chất cho proton, hay axit Brønsted–Lowry. Trong dung dịch nước, chất cho proton tạo thành ion hydroni H₃O và được gọi là axit Arrhenius.

Định nghĩa và khái niệm

Các định nghĩa hiện đại liên quan đến các phản ứng hóa học cơ bản của tất cả các loại axit.

Hầu hết các axit mà chúng ta gặp trong đời sống hàng ngày là dung dịch trong nước hoặc có thể hòa tan trong nước, do đó định nghĩa của Arrhenius và Brønsted–Lowry là thích hợp nhất.

Định nghĩa của Brønsted–Lowry là định nghĩa phổ biến nhất, các phản ứng acid–base thường liên quan đến việc chuyển proton (H) từ axit sang base.

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

Axit Arrhenius

Nhà hóa học Thụy Điển Svante Arrhenius đã quy các đặc tính của axit cho các ion hydro (H) hoặc proton vào năm 1884. Axit Arrhenius là chất làm tăng nồng độ ion H trong nước khi được thêm vào. Lưu ý rằng các nhà hóa học thường viết H (aq) để chỉ ion hydro khi mô tả các phản ứng axit–base, nhưng hạt nhân hydro tự do và proton không tồn tại một mình trong nước mà dưới dạng ion hydroni, H₃O. Vì vậy, axit Arrhenius cũng có thể được mô tả là chất làm tăng nồng độ ion hydroni trong nước. Ví dụ như axit hydrochloric và axit acetic.

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

Vì trạng thái cân bằng này, bất kỳ sự gia tăng nồng độ ion hydroni đều đồng nghĩa với việc giảm nồng độ hydroxide. Do đó, axit Arrhenius cũng có thể coi là chất giảm nồng độ hydroxide, trong khi base Arrhenius làm tăng nồng độ này.

Trong dung dịch axit, nồng độ các ion hydroni thường vượt quá 10 mol/lít. Vì pH được định nghĩa là logarit âm của nồng độ ion hydroni, nên các dung dịch axit sẽ có pH nhỏ hơn 7.

Acid Bronsted–Lowry

Dù lý thuyết Arrhenius rất hữu ích cho nhiều phản ứng, nhưng nó có những hạn chế. Năm 1923, các nhà hóa học Julian Nicolaus Brønsted và Thomas Martin Lowry đã độc lập phát hiện rằng các phản ứng axit–base liên quan đến sự chuyển giao proton. Acid Brønsted–Lowry (hoặc đơn giản là acid Brønsted) chuyển giao một proton cho base Brønsted–Lowry. Lý thuyết axit–base Brønsted–Lowry có nhiều ưu điểm so với lý thuyết Arrhenius. Xem xét các phản ứng của axit acetic (CH₃COOH), chất tạo nên vị đặc trưng của giấm:

CH
3COOH + H
2O ⇌ CH
3COO−
+ H
3O+

CH
3COOH + NH
3 ⇌ CH
3COO−
+ NH+
4

Cả hai lý thuyết đều giải thích dễ dàng phản ứng đầu tiên: CH₃COOH hoạt động như một axit Arrhenius vì nó cung cấp H₃O khi hòa tan trong nước và cũng hoạt động như một axit Brønsted bằng cách nhường proton cho nước. Trong ví dụ thứ hai, CH₃COOH tương tự như vậy, nhưng lần này nó nhường một proton cho amoniac (NH₃), không liên quan đến định nghĩa của axit Arrhenius vì phản ứng không tạo ra hydroni. Tuy nhiên, CH₃COOH vừa là axit Arrhenius vừa là axit Brønsted–Lowry.

Lý thuyết Brønsted–Lowry có thể giải thích 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 nhiều điều kiện khác nhau để tạo ra amoni chloride (NH₄Cl). Trong dung dịch nước, HCl hoạt động như một acid hydrochloric và tồn tại dưới dạng ion hydroni và chloride. Các phản ứng sau đây làm rõ những hạn chế của định nghĩa Arrhenius:

1. ${\text{H}}_3^{}{\text{O}}_{\left(\text{aq}\right)}^{+}+{\text{Cl}}_{\left(\text{aq}\right)}^{-<!--\; -\; -->}+{\text{NH}}_3^{}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{Cl}}_{\left(\text{aq}\right)}^{-<!--\; -\; -->}+{\text{NH}}_{4\left(\text{aq}\right)}^{+}+{\text{H}}_2^{}\text{O}$
2. ${\text{HCl}}_{\left(\text{benzene}\right)}^{}+{\text{NH}}_{3\left(\text{benzene}\right)}^{}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{NH}}_4^{}{\text{Cl}}_{\left(5\right)}^{}$
3. ${\text{HCl}}_{\left(\text{g}\right)}^{}+{\text{NH}}_{3\left(\text{g}\right)}^{}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{NH}}_4^{}{\text{Cl}}_{\left(\text{s}\right)}^{}$

Như đã nêu trong phần 1, phản ứng của axit và base là các phản ứng hóa học trong đó một acid trao proton (H⁺) cho một base. Ví dụ, sự kết hợp của HCl với NH₃ để tạo thành NH₄Cl là một phản ứng acid-base điển hình.

HCl + NH₃ ⟶ NH₄Cl

HCl (aq) + NH₃ (aq) ⟶ NH₄Cl (aq)

Trong phản ứng đầu tiên, một ion fluoride, F, nhường một cặp electron cho boron trifluoride, tạo thành tetrafluoroborate. Fluoride 'mất' một cặp electron hóa trị vì các electron liên kết B–F được phân bố trong không gian giữa hai hạt nhân nguyên tử, làm cho chúng ở xa hơn hạt nhân fluoride so với ion fluoride tự do. Boron trifluoride là acid Lewis vì nó tiếp nhận cặp electron từ fluoride. Phản ứng này không thể được giải thích bằng lý thuyết Brønsted do không có sự chuyển proton. Phản ứng thứ hai có thể được phân tích theo một trong hai lý thuyết. Một proton chuyển từ một acid Brønsted không xác định đến amonia, một base Brønsted; hoặc amonia hoạt động như một base Lewis, nhường một cặp electron đơn độc để tạo liên kết với ion hydro. Chất nhận cặp electron là acid Lewis; ví dụ, trong H₃O, nguyên tử oxy nhận một cặp electron khi một trong các liên kết H–O bị phá vỡ và các electron trong liên kết trở nên cục bộ trên oxy. Tùy theo ngữ cảnh, acid Lewis cũng có thể được coi là chất oxy hóa hoặc chất điện ly. Các acid Brønsted hữu cơ như acid acetic, citric, hoặc oxalic không phải là acid Lewis. Chúng phân ly trong nước để tạo ra acid Lewis, H, đồng thời sinh ra một lượng tương đương base Lewis (như acetate, citrate, hoặc oxalate cho các acid được đề cập).

Đặc điểm chung

Đặc điểm vật lý

• Vị giác: acid có vị chua khi hòa tan trong nước (chỉ một số acid có vị chua).
• Xúc giác: acid gây cảm giác bỏng rát (đặc biệt với các acid mạnh) khi tiếp xúc với da.
• Độ dẫn điện: acid là chất điện ly, do đó có khả năng dẫn điện.

Đặc điểm hóa học

Thay đổi màu của chất chỉ thị (biến quỳ tím thành đỏ hoặc hồng).

Phản ứng với các kim loại như lithi, kali, bari, caesi, calci, natri, magnesi, nhôm, mangan, kẽm, chromi, sắt, cobalt, nickel, thiếc, chì để tạo muối và giải phóng khí hydro.

Ví dụ:

$\text{Zn}+2\text{HCl}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{ZnCl}}_2^{}+{\text{H}}_2^{}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->$

$\text{Mg}+{\text{H}}_2^{}{\text{SO}}_4^{}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{MgSO}}_4^{}+{\text{H}}_2^{}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->$

Khi kim loại phản ứng với:

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

Ví dụ:

$\text{Cu}+2{\text{H}}_2^{}{\text{SO}}_4^{}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{CuSO}}_4^{}+{\text{SO}}_2^{}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->+$

2 H 2 O {displaystyle {ce {Cu + 2H2SO4 -> CuSO4 + SO2 ^ + 2H2O}}}

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

Ví dụ:

$\text{Al}+4{\text{HNO}}_3^{}⟶<!--\; ⟶\; -->\text{Al}{\left({\text{NO}}_3^{}\right)}_3^{}+\text{NO}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->+{\text{H}}_2^{}\text{O}$

HNO₃ đặc sẽ phản ứng tạo muối, khí nitơ dioxide và nước.

Ví dụ:

$\text{Ag}+2{\text{HNO}}_3^{}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{AgNO}}_3^{}+{\text{NO}}_2^{}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->+{\text{H}}_2^{}\text{O}$

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

Tác dụng với oxit bazơ hoặc lưỡng tính (tạo thành muối và nước).

Ví dụ:

$\text{CuO}+2\text{HCl}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{CuCl}}_2^{}+{\text{H}}_2^{}\text{O}$

${\text{Al}}_2^{}{\text{O}}_3^{}+3{\text{H}}_2^{}{\text{SO}}_4^{}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{Al}}_2^{}{\left({\text{SO}}_4^{}\right)}_3^{}+3{\text{H}}_2^{}\text{O}$

Tác dụng với muối (sinh ra axit mới và muối mới).

Ví dụ:

${\text{BaCl}}_2^{}+{\text{H}}_2^{}{\text{SO}}_4^{}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{BaSO}}_4^{}\downarrow <!--\; \downarrow \; -->+2\text{HCl}$

$2\text{NaCN}+{\text{H}}_2^{}{\text{SO}}_4^{}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{Na}}_2^{}{\text{SO}}_4^{}+2\text{HCN}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->$

Tính chất điện ly

Khi phản ứng giữa acid và nước xảy ra, nước đóng vai trò như một base:

Hằng số acid (hay hằng số phân ly acid) thể hiện sự cân bằng trong phản ứng của acid với nước:

$K_a=\frac{\left[A^{-<!--\; -\; -->}\right]\cdot <!--\; \cdot \; -->\left[{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}\right]}{\left[HA\right]}$

Các acid mạnh có giá trị K_a lớn (điều này có nghĩa là phản ứng nghiêng về phía sản phẩm, có nhiều ion H₃O tồn tại; acid gần như phân ly hoàn toàn). Ví dụ, giá trị của K_a đối với acid hydrochloric (HCl) là 10.

Các acid yếu có giá trị K_a thấp (điều này có nghĩa là ở trạng thái cân bằng, có một lượng đáng kể của AH và A đồng tồn tại trong dung dịch; các ion H₃O hiện diện ở mức trung bình; acid chỉ phân ly một phần). Ví dụ, hằng số K_a của acid acetic là 1,8 x 10.

Các acid mạnh bao gồm các acid của halogen như acid hydrochloric, acid hydrobromic và acid hydroiodic. (Tuy nhiên, acid hydrofluoric (HF) lại tương đối yếu). Các acid chứa oxy, đặc biệt là những acid với nguyên tử trung tâm ở trạng thái oxy hóa cao và bao quanh bởi oxy, cũng là các acid mạnh như acid nitric, acid sulfuric, acid perchloric. Phần lớn các acid hữu cơ là acid yếu.

Lưu ý:

• Thuật ngữ 'ion hydro' và 'proton' có thể được sử dụng thay thế cho nhau; cả hai đều chỉ đến H.
• Trong các phản ứng hóa học, H thường được viết như vậy, mặc dù trong nước, thực tế nó tồn tại dưới dạng H₃O.
• Cường độ acid được đo bằng giá trị K_a của nó. Độ pH cho biết số lượng ion hydro có mặt, điều này phụ thuộc vào dạng của acid (base) và nồng độ của nó trong dung dịch.
• Cường độ acid cũng có thể được biểu diễn bằng pK_a = - log(K_a).

Phản ứng trung hòa

Phản ứng trung hòa là một loại phản ứng hóa học giữa acid và base, sản phẩm thu được là muối và nước. Do đó, nó còn được gọi là phản ứng tạo nước. Ví dụ:

$\text{NaOH}+\text{HCl}⟶<!--\; ⟶\; -->\text{NaCl}+{\text{H}}_2^{}\text{O}$

Loại phản ứng này là cơ sở của các phương pháp chuẩn độ acid, trong đó các chất chỉ thị pH giúp xác định điểm trung hòa.

Bậc điện ly của acid

Một số phân tử acid có khả năng giải phóng nhiều hơn 1 ion H (proton). Các acid chỉ có thể giải phóng 1 ion H mỗi phân tử được gọi là acid monoproton, các phân tử acid có thể giải phóng 2 ion H là acid diproton, và các acid có thể giải phóng 3 ion H là acid triproton,... Một acid monoproton chỉ có một bước điện ly (hoặc ion hóa) và có một hằng số điện ly đơn giản.

Một acid diproton (ký hiệu là H₂A) có thể trải qua 1 hoặc 2 bước điện ly tùy vào điều kiện pH. Mỗi bước điện ly có một hằng số điện ly riêng biệt, K_a1 và K_a2.

  K_a1

  K_a2

Thông thường, hằng số điện ly thứ nhất (K_a1) sẽ lớn hơn hằng số điện ly thứ hai (K_a2).

Tương tự, một axit triproton (H₃A) có thể trải qua 1, 2 hoặc 3 giai đoạn điện ly và có ba hằng số điện ly, với K_a1 > K_a2 > K_a3.

  K_a1

  K_a2

  K_a3

Các acid triproton như H₃A là những acid yếu nhất trong các dạng của nó.

Chỉ số axit

Chỉ số này dùng để đo lường lượng axit có mặt, ví dụ như trong dầu diesel sinh học. Nó đo lượng base, được tính bằng miligam kali hydroxide (KOH), cần thiết để trung hòa các thành phần axit trong một mẫu thử.

AN = (V_eq - b_eq) × N × 56,1/W_đầu

V_eq là thể tích chất thử chuẩn (ml) tiêu tốn cho một mẫu dầu mỏ và một ml (dung dịch thêm?) tại điểm tương đương, còn b_eq là thể tích chất thử chuẩn (ml) tiêu tốn cho một ml (dung dịch thêm?) tại 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 khối lượng (g) của KHP trong 50 ml dung dịch KHP tiêu chuẩn, và V_eq là thể tích của chất thử chuẩn (ml) tiêu thụ bởi 50 ml dung dịch KHP tiêu chuẩn tại điểm tương đương.

Chỉ số axit (mg KOH/g dầu) của dầu diesel sinh học được yêu cầu phải dưới 3.

Ứng dụng của axit

Axit có nhiều ứng dụng khác nhau. Chúng thường được dùng để loại bỏ gỉ sét và sự ăn mòn từ kim loại qua quá trình gọi là tẩy rửa. Axit cũng có thể làm chất điện phân trong pin, ví dụ như axit sulfuric trong pin ô tô. Axit mạnh, đặc biệt là axit sulfuric, được sử dụng rộng rãi trong chế biến khoáng sản. Ví dụ, khoáng chất phosphat phản ứng với axit sulfuric để tạo ra axit phosphoric phục vụ sản xuất phân bón phosphat, và kẽm được sản xuất bằng cách hòa tan kẽm oxide vào axit sulfuric, làm sạch dung dịch và thu hồi bằng điện. Trong ngành công nghiệp hóa chất, axit tham gia vào các phản ứng trung hòa để tạo ra muối. Ví dụ, axit nitric phản ứng với amonia để tạo ra amoni nitrat, một loại phân bón. Thêm vào đó, các axit carboxylic có thể được este hóa với rượu để tạo ra este. Axit cũng được dùng làm phụ gia trong thực phẩm và đồ uống vì chúng thay đổi hương vị và có tác dụng bảo quản. Axit phosphoric, ví dụ, là thành phần trong đồ uống cola. Axit acetic được sử dụng trong dấm hàng ngày. Axit carbonic là thành phần chính của nhiều loại nước cola và soda. Axit citric dùng làm chất bảo quản trong nước sốt và dưa chua. Axit tartaric là thành phần quan trọng trong một số thực phẩm phổ biến như xoài xanh và me. Trái cây và rau quả tự nhiên cũng chứa axit. Axit citric có trong cam, chanh và các loại quả có múi khác. Axit oxalic xuất hiện trong cà chua, rau bina, đặc biệt là carambola và đại hoàng; lá rhubarb và carambola chưa chín có thể độc vì chứa nồng độ cao axit oxalic.

Axit ascorbic (vitamin C) là một vitamin thiết yếu cho cơ thể người và có mặt trong nhiều loại thực phẩm như amla (quả mâm xôi Ấn Độ), chanh, cam, quýt và ổi.

Một số loại axit được dùng làm thuốc. Ví dụ, axit acetylsalicylic (aspirin) là thuốc giảm đau và hạ sốt.

Axit đóng vai trò thiết yếu trong cơ thể người. Axit hydrochloric trong dạ dày giúp tiêu hóa bằng cách phân hủy các phân tử thức ăn lớn và phức tạp. Axit amin cần thiết để tổng hợp protein cho sự phát triển và sửa chữa mô cơ thể. Axit béo cũng cần thiết cho sự phát triển và phục hồi mô. Các axit nucleic rất quan trọng cho việc sản xuất DNA và RNA, và truyền đặc tính qua gen. Axit carbonic quan trọng trong việc duy trì cân bằng pH của cơ thể.

Các tên gọi của axit

Các axit được đặt tên dựa trên anion của chúng. Phần cuối của ion sẽ bị loại bỏ và thay thế bằng các hậu tố mới như mô tả trong bảng dưới đây.

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

Chẳng hạn như:

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

Axit không chứa oxy

Đối với axit không chứa oxy: tên axit được cấu thành từ: axit + hydro + tên phi kim + ic.

Chẳng hạn: HCl: axit hydrochloric; H₂S: axit hydrosulfuric.

Gốc axit tương ứng bao gồm: -Cl: chloride; =S: sulfide.

Axit chứa oxy

Đối với axit có nhiều nguyên tử oxy: tên axit được cấu thành từ: axit + tên phi kim + ic.

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

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

Axit với ít nguyên tử oxy

Đối với axit có ít nguyên tử oxy: tên axit cấu thành từ: axit + tên phi kim + ơ.

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

Các loại axit phổ biến

Axit được phân thành hai nhóm chính với cấu trúc phân tử rất khác biệt: axit hữu cơ và axit vô cơ.

Axit vô cơ mạnh

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

Axit vô cơ yếu hoặc trung bình

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

Axit hữu cơ

• Axit acetic CH₃-COOH (C₂H₄O₂).
• Axit oxalic COOH-COOH (C₂H₂O₄).
• Axit benzoic C₆H₅-COOH (C₇H₆O₂).
• Axit butyric CH₃-(CH₂)₂-COOH (C₄H₈O₂).
• Axit citric 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 propionic CH₃-CH₂-COOH (C₃H₆O₂).
• Axit pyruvic CH₃-C(=O)-COOH (chứa nhóm chức keton) (C₃H₄O₃).
• Axit valeric CH₃-(CH₂)₃-COOH (C₅H₁₀O₂).

Axit trong chế biến thực phẩm

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