Axit - Y học, Y tế

Axit (bắt nguồn từ từ tiếng Pháp acide /asid/), còn được viết là a-xít, 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 H_xA.

Thông thường, axit 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.

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

Tính chất vật lý

• 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

• 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:

${displaystyle {ce {Mg +2HCl ->MgCl2 +H2}}}$

Trong trường hợp kim loại tác dụng với H2SO4 đặc sẽ tạo ra muối +SO2 +H2.

• Tác dụng với bazơ (tạo thành muối và nước).

Ví dụ:

${displaystyle {ce {Ba(OH)2 +H2SO4 ->BaSO4v +2H2O}}}$

${displaystyle {ce {Cu(OH)2 +H2SO4 ->CuSO4 +2H2O}}}$

• Tác dụng với oxit bazơ (tạo thành muối và nước).

Ví dụ:

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

• Tác dụng với muối (tạo axit mới và muối mới)

Ví dụ:

${displaystyle {ce {CaCl2 +H2SO4 ->CaSO4v +2HCl}}}$

Tính điện li

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

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

Hằng số axit (hay hằng số phân li của axit) là hằng số cân bằng cho phản ứng của AH với nước:

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

Các axit 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; axit gần như điện ly hoàn toàn). Ví dụ, giá trị của K_a đối với axit clohiđric (HCl) là 10⁷.

Các axit 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; axit chỉ điện ly 1 phần). Ví dụ, giá trị của K_a 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 K_a 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 pK_a= - log(K_a).

Phản ứng trung hòa

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:

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

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

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

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

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 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 li thứ nhất lớn hơn so với hằng số điện li thứ 2; hay K_a1 > K_a2. Ví dụ, axit 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 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 (CO3^2-). Cả hai giá trị K_a đều nhỏ, nhưng K_a1 > K_a2.

Tương tự, 1 axit triproton (H₃A) có thể có 1, 2, 3 nấc điện li và có ba hằng số điện li, 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

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 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 1000 lần qua mỗi bậc.

Các định nghĩa khác

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 và 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.

Axit Arrhenius

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. 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 và 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:

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

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 10⁻⁷mol/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 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, Julian Nicolaus Brønsted và 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 . 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:

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

${displaystyle {ce {CH3COOH +NH3 <=>CH3COO- +NH+4}}}$

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 và clorua. 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 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 và 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

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 .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. 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

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 = (V_eq - b_eq) × N × 56,1 / W_dầu.

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 axit (mg KOH/g dầu) cho dầu điêzen sinh học được ưa chuộng phải thấp hơn 3.

Ứng dụng của axit

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 1 phần quan trọng của một số loại nước uống cola và soda. Axit xitric được sử dụng làm chất bảo quản trong nước sốt và 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 và 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 và 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 và 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 mô 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 và RNA và chuyển các đặc tính sang con lai qua gen. Axit cacbon rất quan trọng để duy trì độ cân bằng pH trong cơ thể.

Tên gọi của axit

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.

Ví dụ:

• sunfat --> axit sunfuric
• sunfit --> axit sunfurơ
• sunfua --> axit sunfuhiđric
• peclorat --> axit pecloric
• clorua --> axit clohiđric

a) Axit không có oxi

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

-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:

Tên axit: axit + tên phi kim + ơ.

Vd: H₂SO₃: axit sunfurơ

= SO₃: sunfit.

Các axit thông dụng

Axit được phân thành hai loại lớn có cấu tạo phân tử rất khác nhau: axit hữu cơ và axit vô cơ.

Axit vô cơ mạnh

• 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

• Axit boric H₃BO₃.
• Axit phốtphoric H₃PO₄.
• Axit cacbonic H₂CO₃
• Axit pyrophotphoric H₄P₂O₇.
• 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

• 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

• Axit axetic hay axit etanoic: (E260) tìm thấy trong giấm và 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 yoghurt và sữa chua.
• Axit malic: (E296).
• Axit metatartaric: (E353).
• Axit nicôtinic: (E375).
• Axit ôxalic: tìm thấy trong rau bina và đại hoàng.
• Axit pectic: tìm thấy trong một số loại quả và rau.
• Axit phốtphoric: (E338).
• Axit prôpionic: (E280).
• Axit soócbic: (E200) tìm thấy trong đồ uống và 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