حامض

في عام ١٨٨٤، نسب سفانت أرهينيوس خصائص الحموضة إلى كاتيونات الهيدروجين (H ⁺ )، والتي وُصفت لاحقًا بالبروتونات أو الهيدرونات . حمض أرهينيوس هو مادة تزيد، عند إضافتها إلى الماء، من تركيز أيونات H ⁺ فيه. ^{[ ٤ ] [ ٥ ]} غالبًا ما يكتب الكيميائيون H ⁺ ( aq ) ويشيرون إلى كاتيون الهيدروجين عند وصف تفاعلات الحمض والقاعدة، ولكن نواة الهيدروجين الحرة، أي ^{البروتون، لا توجد منفردة في الماء، بل توجد على شكل أيون الهيدرونيوم (H3O+} ) أو _أشكال أخرى ( _H5O2 + ، H9O4 _{+ )} ^. لذا _، يمكن أيضًا وصف حمض أرهينيوس بأنه مادة تزيد من تركيز أيونات الهيدرونيوم عند إضافتها إلى الماء. ومن الأمثلة على ^ذلك المواد الجزيئية مثل كلوريد الهيدروجين وحمض الخليك.

أما قاعدة أرهينيوس ، فهي مادة تزيد من تركيز أيونات الهيدروكسيد (OH⁻ ⁾ عند ذوبانها في الماء. وهذا بدوره يقلل من تركيز أيونات الهيدرونيوم لأن هذه الأيونات تتفاعل لتكوين جزيئات الماء (H₂O) _.

H3O + ⁽ aq ₎ + OH- ⁽ _aq) ⇌ _{H2O (liq) +} H2O _{( liq} )

بسبب هذا التوازن، فإن أي زيادة في تركيز أيون الهيدرونيوم يصاحبها انخفاض في تركيز أيون الهيدروكسيد. وبالتالي، يمكن القول إن حمض أرهينيوس هو حمض يُقلل تركيز أيون الهيدروكسيد، بينما قاعدة أرهينيوس تزيده.

في المحلول الحمضي، يكون تركيز أيونات الهيدرونيوم أكبر من 10⁻⁷ ^مول لكل لتر. وبما أن الرقم الهيدروجيني (pH) يُعرَّف بأنه اللوغاريتم السالب لتركيز أيونات الهيدرونيوم، فإن المحاليل الحمضية يكون رقمها الهيدروجيني أقل من 7.

على الرغم من أن مفهوم أرهينيوس مفيد لوصف العديد من التفاعلات، إلا أنه محدود النطاق. في عام ١٩٢٣، أدرك الكيميائيان يوهانس نيكولاس برونستد وتوماس مارتن لوري، كلٌ على حدة، أن تفاعلات الحمض والقاعدة تتضمن انتقال بروتون. حمض برونستد-لوري (أو ببساطة حمض برونستد) هو نوع كيميائي يتبرع ببروتون إلى قاعدة برونستد-لوري. ^{[ ٥ ]} تتميز نظرية برونستد-لوري للأحماض والقواعد بعدة مزايا مقارنةً بنظرية أرهينيوس. لننظر إلى التفاعلات التالية لحمض الأسيتيك (CH₃COOH ₎ ، وهو الحمض العضوي الذي يُعطي الخل مذاقه المميز:

CH₃COOH + _H₂O ⇌ _CH₃COO⁻ ⁺ H₃O⁺_​​_​​^​

CH ₃ COOH + NH ₃ ⇌ CH ₃ COO ⁻ + NH + 4

تصف كلتا النظريتين التفاعل الأول بسهولة: يعمل حمض الخليك (CH₃COOH ₎ كحمض أرهينيوس لأنه يُصبح مصدرًا لأيون الهيدرونيوم (H₃O⁺ ) _عند ^ذوبانه في الماء، ويعمل كحمض برونستد بمنحه بروتونًا للماء. في المثال الثاني، يخضع حمض الخليك (CH₃COOH) _للتحول نفسه، حيث يمنح بروتونًا للأمونيا (NH₃ ₎ ، ولكنه لا ينطبق عليه تعريف أرهينيوس للحمض لأن التفاعل لا يُنتج أيون الهيدرونيوم. ومع ذلك، يُعد حمض الخليك (CH₃COOH ₎ حمضًا من نوعي أرهينيوس وبرونستد-لوري.

يمكن استخدام نظرية برونستد-لوري لوصف تفاعلات المركبات الجزيئية في المحاليل غير المائية أو في الحالة الغازية. يتحد كلوريد الهيدروجين (HCl) والأمونيا في ظروف مختلفة لتكوين كلوريد الأمونيوم (NH₄Cl ₎ . في المحلول المائي، يتصرف HCl كحمض الهيدروكلوريك ، ويوجد على شكل أيونات الهيدرونيوم والكلوريد. توضح التفاعلات التالية حدود تعريف أرهينيوس:

1. H₃O⁺ ⁽ aq ₎ + Cl⁻ ⁽ _{aq) +} NH₃ → Cl⁻ ₍ ^aq ₎ + _NH₄⁺ ( _{aq )} + ^H₂O
2. HCl _(بنزين) + NH _{3 (بنزين)} → NH ₄ Cl _(صلب)
3. HCl _(g) + NH _3(g) → NH ₄ Cl _(s)

كما هو الحال مع تفاعلات حمض الأسيتيك، ينطبق كلا التعريفين على المثال الأول، حيث يكون الماء هو المذيب ويتكون أيون الهيدرونيوم من مذاب حمض الهيدروكلوريك. أما التفاعلان التاليان فلا يتضمنان تكوين أيونات، ولكنهما يظلان تفاعلات نقل بروتون. في التفاعل الثاني، يتفاعل كلوريد الهيدروجين والأمونيا (المذابة في البنزين ) لتكوين كلوريد الأمونيوم الصلب في مذيب البنزين، وفي التفاعل الثالث، يتحد غاز كلوريد الهيدروجين مع الأمونيا _لتكوين المادة الصلبة.

طُرح مفهوم ثالث، ذو صلة هامشية فقط، عام ١٩٢٣ من قِبل جيلبرت ن. لويس ، ويتضمن تفاعلات ذات خصائص حمضية-قاعدية لا تتضمن انتقال بروتون. حمض لويس هو نوع كيميائي يستقبل زوجًا من الإلكترونات من نوع آخر؛ أي أنه مستقبل لزوج من الإلكترونات. ^{[ ٥ ]} تفاعلات برونستد الحمضية-القاعدية هي تفاعلات انتقال بروتون، بينما تفاعلات لويس الحمضية-القاعدية هي تفاعلات انتقال زوج من الإلكترونات. العديد من أحماض لويس ليست أحماض برونستد-لوري. قارن كيف وُصفت التفاعلات التالية من منظور كيمياء الأحماض والقواعد:

في التفاعل الأول، يفقد أيون الفلوريد ( F⁻ ⁾ زوجًا من الإلكترونات إلى ثلاثي فلوريد البورون لتكوين رباعي فلوروبورات . يفقد الفلوريد زوجًا من إلكترونات التكافؤ لأن الإلكترونات المشتركة في الرابطة B—F تقع في المنطقة الفراغية بين نواتي الذرتين ، وبالتالي فهي أبعد عن نواة الفلوريد منها في أيون الفلوريد المنفرد. يُعدّ BF₃ _حمض لويس لأنه يستقبل زوج الإلكترونات من الفلوريد. لا يمكن وصف هذا التفاعل باستخدام نظرية برونستد لعدم وجود انتقال للبروتون.

يمكن وصف التفاعل الثاني باستخدام أيٍّ من النظريتين. ينتقل بروتون من حمض برونستد غير محدد إلى الأمونيا، وهي قاعدة برونستد؛ أو بدلاً من ذلك، تعمل الأمونيا كقاعدة لويس وتنقل زوجًا من الإلكترونات الحرة لتكوين رابطة مع أيون الهيدروجين. النوع الذي يكتسب زوج الإلكترونات هو حمض لويس؛ على سبيل المثال، تكتسب ذرة الأكسجين في H₃O⁺ ^زوجًا _من الإلكترونات عندما تنكسر إحدى روابط H—O وتصبح الإلكترونات المشتركة في الرابطة متمركزة على ذرة الأكسجين .

بحسب السياق، يُمكن وصف حمض لويس بأنه مؤكسد أو مُحب للإلكترونات . أما أحماض برونستد العضوية، مثل حمض الخليك أو الستريك أو الأكساليك، فهي ليست أحماض لويس. ^{[ 4 ]} تتفكك هذه الأحماض في الماء لتُنتج حمض لويس، أي أيون الهيدروجين (H ⁺ )، ولكنها في الوقت نفسه تُنتج كمية مُساوية من قاعدة لويس (الأسيتات أو السترات أو الأكسالات، على التوالي، بالنسبة للأحماض المذكورة). تتناول هذه المقالة بشكل أساسي أحماض برونستد بدلاً من أحماض لويس.

الأحماض أحادية البروتون، والمعروفة أيضًا باسم الأحماض أحادية القاعدة، هي تلك الأحماض القادرة على منح بروتون واحد لكل جزيء أثناء عملية التفكك (التي تسمى أحيانًا التأين) كما هو موضح أدناه (يرمز لها بـ HA):

HA (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + A ⁻ (aq) K _a    

من الأمثلة الشائعة للأحماض أحادية البروتون في الأحماض المعدنية حمض الهيدروكلوريك (HCl) وحمض النيتريك (HNO₃ ₎ . أما في الأحماض العضوية ، فيشير المصطلح أساسًا إلى وجود مجموعة حمض كربوكسيلي واحدة ، وتُعرف هذه الأحماض أحيانًا بالأحماض أحادية الكربوكسيل. ومن أمثلة الأحماض _{العضوية} حمض الفورميك ( HCOOH) وحمض الأسيتيك (CH₃COOH ₎ وحمض البنزويك ( _C₆H₅COOH ).

الأحماض متعددة البروتونات، والمعروفة أيضًا بالأحماض متعددة القواعد، قادرة على منح أكثر من بروتون واحد لكل جزيء حمض، على عكس الأحماض أحادية البروتون التي تمنح بروتونًا واحدًا فقط لكل جزيء. تُعرف أنواع محددة من الأحماض متعددة البروتونات بأسماء أكثر تحديدًا، مثل الحمض ثنائي البروتون (أو ثنائي القاعدة) (الذي يمتلك بروتونين محتملين للمنح)، والحمض ثلاثي البروتون (أو ثلاثي القاعدة) (الذي يمتلك ثلاثة بروتونات محتملة للمنح). قد تحتوي بعض الجزيئات الكبيرة، مثل البروتينات والأحماض النووية، على عدد كبير جدًا من البروتونات الحمضية. ^{[ 12 ]}

يمكن أن يخضع الحمض ثنائي البروتون (المُرمز له هنا بـ H2A ₎ لتفكك واحد أو اثنين اعتمادًا على الرقم الهيدروجيني. لكل تفكك ثابت تفكك خاص به، _Ka1 و _Ka2 .

H₂A ₍ aq) + H₂O ₍ l) ⇌ H₃O⁺ _{( aq} ) + ^{HA⁻ (} aq ) Ka1   

HA ⁻ (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + A ²⁻ (aq) K _a2    

عادةً ما يكون ثابت التفكك الأول أكبر من الثاني (أي Ka1 > Ka2 ₎ . على سبيل المثال، _يمكن لحمض الكبريتيك (H₂SO₄ ) _أن يمنح بروتونًا واحدًا لتكوين أيون البيسلفات (HSO₄⁻ ⁾ _، حيث _{تكون قيمة Ka1} كبيرة جدًا؛ ثم يمكنه أن يمنح بروتونًا ثانيًا لتكوين أيون الكبريتات (SO₄²⁻ ⁾ ، حيث تكون قيمة _Ka2 متوسطة القوة. _{قيمة Ka1} الكبيرة للتفكك الأول تجعل حمض الكبريتيك حمضًا قويًا. وبالمثل، يمكن لحمض الكربونيك الضعيف وغير المستقر ⁽ H₂CO₃ ₎ أن _يفقد بروتونًا _واحدًا لتكوين أيون البيكربونات (HCO₃⁻ ) ويفقد بروتونًا ثانيًا لتكوين أيون الكربونات ₍ CO₃²⁻ ⁾ . كلا _قيمتي Ka صغيرتان، لكن Ka1 > _{Ka2 .}

يمكن أن يخضع الحمض ثلاثي البروتونات (H _{3 A) لتفكك واحد أو اثنين أو ثلاثة ،} وله ثلاثة ثوابت تفكك، حيث Ka1 > Ka2 > Ka3 _.

H₃A ₍ aq) + H₂O ₍ l) ⇌ _{H₃O⁺ (} aq) ₊ ^{H₂A⁻ (} aq ) Ka1    

ح ₂ أ ⁻ (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + HA ²⁻ (aq) K _a2   

HA ²⁻ (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + A ³⁻ (aq) K _a3   

من الأمثلة غير العضوية على الأحماض _ثلاثية البروتونات حمض الأورثوفوسفوريك ( _H₃PO₄ )، والذي يُسمى عادةً حمض الفوسفوريك . يمكن فقدان البروتونات الثلاثة تباعًا لإنتاج أيون الفوسفات ( _H₂PO₄⁻ ⁾ ، _ثم أيون الفوسفات (HPO₂²⁻ ₎ ^، وأخيرًا أيون الفوسفات ( ^PO₃²⁻ ₎ ، والذي يُسمى عادةً الفوسفات . على الرغم من أن مواقع البروتونات الثلاثة على جزيء حمض الفوسفوريك الأصلي متكافئة، إلا أن قيم ثابت التفكك (Ka ₎ تختلف، لأن فقدان البروتون يكون أقل تفضيلًا من الناحية الطاقية إذا كانت القاعدة المرافقة أكثر سلبية. ومن الأمثلة العضوية على الأحماض ثلاثية البروتونات حمض الستريك ، الذي يمكن أن يفقد ثلاثة بروتونات تباعًا لتكوين أيون السترات .

على الرغم من أن فقدان كل أيون هيدروجين لاحق أقل تفضيلاً، إلا أن جميع القواعد المرافقة موجودة في المحلول. يمكن حساب التركيز الجزئي، α (ألفا)، لكل نوع. على سبيل المثال، يُنتج حمض ثنائي البروتون ثلاثة أنواع في المحلول: H₂A _، وHA⁻ ^، و ^A²⁻ . يمكن حساب التراكيز الجزئية كما يلي عند معرفة الرقم الهيدروجيني (الذي يمكن تحويله إلى تركيز أيونات الهيدروجين [H⁺ ^] ) أو تركيز الحمض مع جميع قواعده المرافقة:

${\displaystyle {\begin{aligned}\alpha _{{\ce {H2A}}}&={\frac {{\ce {[H+]^2}}}{{\ce {[H+]^2}}+[{\ce {H+}}]K_{1}+K_{1}K_{2}}}={\frac {{\ce {[H2A]}}}{{\ce {{[H2A]}}}+[HA^{-}]+[A^{2-}]}}\\\alpha _ {{\ce {HA^-}}}&={\frac {[{\ce {H+}}]K_{1}}{{\ce {[H+]^2}}+[{\ce {H+}}]K_{1}+K_{1}K_{2}}}={\frac {{\ce {[HA^-]}}}{{\ce {[H2A]}}+{[HA^{-}]}+{[A^{2-}]}}}\\\alpha _{{\ce {A^{2-}}}}&={\frac {K_{1}K_{2}}{{\ce {[H+]^2}}+[{\ce {H+}}]K_{1}+K_{1}K_{2}}}={\frac {{\ce {[A^{2-}]}}}{{\ce {{[H2A]}}}+{[HA^{-}]}+{[A^{2-}]}}}\end{aligned}}}$

يُعرف رسم هذه التراكيز الجزئية مقابل الرقم الهيدروجيني، لقيم K1 و K2 المعطاة _{، باسم} مخطط بييروم . ويُلاحظ نمط في المعادلات المذكورة أعلاه _، ويمكن توسيعه ليشمل الحمض البروتوني العام الذي أُزيلت منه البروتونات i مرة.

${\displaystyle \alpha _{{\ce {H}}_{ni}A^{i-}}={{[{\ce {H+}}]^{ni}\displaystyle \prod _{j=0}^{i}K_{j}} \over {\displaystyle \sum _{i=0}^{n}{\Big [}[{\ce {H+}}]^{ni}\displaystyle \prod _{j=0}^{i}K_{j}}{\Big ]}}}$

حيث K ₀ = 1 والمصطلحات K الأخرى هي ثوابت التفكك للحمض.

التعادل هو التفاعل بين الحمض والقاعدة، وينتج عنه ملح وقاعدة متعادلة؛ على سبيل المثال، حمض الهيدروكلوريك وهيدروكسيد الصوديوم يشكلان كلوريد الصوديوم والماء:

حمض الهيدروكلوريك _(aq) + NaOH _(aq) → H2O _{( l)} + NaCl ( _aq)

يُعدّ التعادل أساس المعايرة ، حيث يُشير مؤشر الرقم الهيدروجيني إلى نقطة التكافؤ عند إضافة عدد مكافئ من مولات القاعدة إلى الحمض. وكثيراً ما يُفترض خطأً أن التعادل يجب أن ينتج عنه محلول ذو رقم هيدروجيني 7.0، وهو ما يتحقق فقط عند تساوي قوة الحمض والقاعدة أثناء التفاعل.

ينتج عن معادلة الحمض بقاعدة أضعف منه ملح حمضي ضعيف. ومن الأمثلة على ذلك كلوريد الأمونيوم الحمضي الضعيف، الذي يُنتج من حمض الهيدروكلوريك القوي وقاعدة الأمونيا الضعيفة . وعلى العكس، فإن معادلة حمض ضعيف بقاعدة قوية تُنتج ملحًا قاعديًا ضعيفًا (مثل فلوريد الصوديوم الناتج عن تفاعل فلوريد الهيدروجين مع هيدروكسيد الصوديوم ).

لكي يفقد الحمض المُبرتَن بروتونًا، يجب أن يرتفع الرقم الهيدروجيني للمحلول فوق قيمة pKa للحمض _. يؤدي انخفاض تركيز أيونات الهيدروجين (H ^{+) في المحلول القاعدي إلى إزاحة التوازن نحو شكل القاعدة المرافقة (الشكل غير المُبرتَن للحمض). في المحاليل ذات الرقم الهيدروجيني المنخفض (الأكثر حمضية)، يكون تركيز أيونات الهيدروجين (H +)} مرتفعًا بما يكفي ليُبقي الحمض في شكله المُبرتَن.

تشكل محاليل الأحماض الضعيفة وأملاح قواعدها المرافقة محاليل منظمة .

لكل منحنى معايرة حمض ثنائي البروتون، من اليسار إلى اليمين، توجد نقطتان في المنتصف، ونقطتان للتكافؤ، ومنطقتان للمحلول المنظم. ^{[ 15 ]}

تُعدّ الأحماض مواد كيميائية أساسية في معالجة جميع العمليات تقريبًا في الصناعة الحديثة. ويُعتبر حمض الكبريتيك، وهو حمض ثنائي البروتون، أكثر الأحماض استخدامًا في الصناعة، كما أنه أكثر المواد الكيميائية الصناعية إنتاجًا في العالم. ويُستخدم بشكل رئيسي في إنتاج الأسمدة والمنظفات والبطاريات والأصباغ، فضلًا عن استخدامه في معالجة العديد من المنتجات، مثل إزالة الشوائب. ^{[ 19 ]} ووفقًا لإحصاءات عام 2011، بلغ الإنتاج السنوي لحمض الكبريتيك حوالي 200 مليون طن في العالم. ^{[ 20 ]} فعلى سبيل المثال، تتفاعل معادن الفوسفات مع حمض الكبريتيك لإنتاج حمض الفوسفوريك المستخدم في إنتاج أسمدة الفوسفات، ويُنتج الزنك عن طريق إذابة أكسيد الزنك في حمض الكبريتيك، ثم تنقية المحلول واستخلاصه بالتحليل الكهربائي.

في الصناعات الكيميائية، تتفاعل الأحماض في تفاعلات التعادل لإنتاج الأملاح. على سبيل المثال، يتفاعل حمض النيتريك مع الأمونيا لإنتاج نترات الأمونيوم ، وهو سماد. بالإضافة إلى ذلك، يمكن أسترة الأحماض الكربوكسيلية بالكحولات لإنتاج الإسترات .

تُستخدم الأحماض عادةً لإزالة الصدأ والتآكل من المعادن في عملية تُعرف باسم التخليل . كما يمكن استخدامها كمحلول إلكتروليتي في بطاريات الخلايا الرطبة ، مثل حمض الكبريتيك في بطاريات السيارات .

يُعدّ حمض الطرطريك مكونًا هامًا في بعض الأطعمة الشائعة الاستخدام، مثل المانجو غير الناضج والتمر الهندي. كما تحتوي الفواكه والخضراوات الطبيعية على أحماض. يوجد حمض الستريك في البرتقال والليمون والحمضيات الأخرى. أما حمض الأكساليك فيوجد في الطماطم والسبانخ، وخاصة في الكارامبولا والراوند ؛ وتُعتبر أوراق الراوند والكارامبولا غير الناضجة سامة لاحتوائها على تركيزات عالية من حمض الأكساليك. يُعدّ حمض الأسكوربيك (فيتامين ج) فيتامينًا أساسيًا لجسم الإنسان ، ويتواجد في أطعمة مثل الأملا ( عنب الثعلب الهندي ) والليمون والحمضيات والجوافة.

توجد العديد من الأحماض في أنواع مختلفة من الأطعمة كمضافات، إذ تُغير مذاقها وتعمل كمواد حافظة. حمض الفوسفوريك ، على سبيل المثال، هو أحد مكونات مشروبات الكولا . يُستخدم حمض الأسيتيك في الحياة اليومية على شكل خل. يُستخدم حمض الستريك كمادة حافظة في الصلصات والمخللات.

يُعدّ حمض الكربونيك من أكثر الأحماض المضافة شيوعًا في المشروبات الغازية . خلال عملية التصنيع، يُضغط _{ثاني أكسيد الكربون عادةً ليذوب في هذه المشروبات مُنتجًا حمض الكربونيك. حمض الكربونيك غير مستقر للغاية، ويميل إلى التحلل إلى ماء وثاني} أكسيد الكربون في درجة حرارة وضغط الغرفة. لذلك، عند فتح زجاجات أو علب هذه المشروبات الغازية، تفور وتفور نتيجة خروج فقاعات _{ثاني أكسيد الكربون.} ^{[ 21 ]}

تُستخدم بعض الأحماض كأدوية. يُستخدم حمض الأسيتيل ساليسيليك (الأسبرين) كمسكن للألم وخافض للحرارة.

تؤدي الأحماض أدوارًا مهمة في جسم الإنسان. يساعد حمض الهيدروكلوريك الموجود في المعدة على الهضم عن طريق تكسير جزيئات الطعام الكبيرة والمعقدة. الأحماض الأمينية ضرورية لتخليق البروتينات اللازمة لنمو أنسجة الجسم وإصلاحها. الأحماض الدهنية ضرورية أيضًا لنمو أنسجة الجسم وإصلاحها. الأحماض النووية مهمة لتكوين الحمض النووي DNA والحمض النووي الريبوزي RNA ونقل الصفات إلى النسل عبر الجينات. حمض الكربونيك مهم للحفاظ على توازن الرقم الهيدروجيني في الجسم.

تحتوي أجسام البشر على مجموعة متنوعة من المركبات العضوية وغير العضوية، ومن بينها الأحماض ثنائية الكربوكسيل التي تلعب دورًا أساسيًا في العديد من الوظائف الحيوية. العديد من هذه الأحماض هي أحماض أمينية ، والتي تُستخدم بشكل رئيسي كمواد لتخليق البروتينات. ^{[ 22 ]} تعمل أحماض ضعيفة أخرى كمنظمات حموضة مع قواعدها المرافقة للحفاظ على درجة حموضة الجسم من التغيرات الكبيرة التي قد تضر بالخلايا. ^{[ 23 ]} كما تشارك بقية الأحماض ثنائية الكربوكسيل في تخليق العديد من المركبات ذات الأهمية البيولوجية في أجسام البشر.

تُستخدم الأحماض كعوامل محفزة في الكيمياء الصناعية والعضوية؛ فعلى سبيل المثال، يُستخدم حمض الكبريتيك بكميات كبيرة جدًا في عملية الألكلة لإنتاج البنزين. كما تؤثر بعض الأحماض، مثل حمض الكبريتيك وحمض الفوسفوريك وحمض الهيدروكلوريك، على تفاعلات نزع الماء والتكثيف . وفي الكيمياء الحيوية، تستخدم العديد من الإنزيمات التحفيز الحمضي. ^{[ 24 ]}

• هاليدات الهيدروجين ومحاليلها: حمض الهيدروفلوريك (HF)، حمض الهيدروكلوريك (HCl)، حمض الهيدروبروميك (HBr)، حمض الهيدرويوديك (HI)
• الأحماض الأكسجينية الهالوجينية: حمض الهيبوكلوروس (HClO)، حمض الكلوروس (HClO₂ ₎ ، حمض الكلوريك (HClO₃ ₎ ، حمض البيركلوريك (HClO₄ ₎ ، والنظائر المقابلة للبروم واليود
  • حمض الهيبوفلوروس (HFO)، وهو الحمض الأكسجيني الوحيد المعروف للفلور.
• حمض الكبريتيك (H ₂ SO ₄ )
• حمض الفلوروسلفوريك (HSO ₃ F)
• حمض النيتريك (HNO ₃ )
• حمض الفوسفوريك ( _{H3PO4 )}​
• حمض الفلوروأنتيمونيك (HSbF ₆ )
• حمض الفلوروبوريك (HBF ₄ )
• حمض الهيكسافلوروفوسفوريك (HPF ₆ )
• حمض الكروميك ( _{H2CrO4 )}​
• حمض البوريك ( _{H3BO3 )}​

حمض السلفونيك له الصيغة العامة RS(=O) ₂ –OH، حيث R هو جذر عضوي.

• حمض الميثان سلفونيك ₍ أو حمض الميسيليك ، _CH3SO3H )
• حمض الإيثان سلفونيك ( _أو حمض الإيسيليك ، _{CH3CH2SO3H )}
• حمض البنزين سلفونيك ( أو حمض البيسيلك _{، C6H5SO3H )}
• حمض بارا-تولوين _{سلفونيك (} أو حمض _توسيلك ، CH3C6H4SO3H ₎
• حمض ثلاثي فلورو ميثان سلفونيك ₍ أو حمض التريفليك ، _CF3SO3H )
• حمض البوليسترين السلفونيك ( البوليسترين المسلفن ، [CH ₂ CH(C ₆ H ₄ )SO ₃ H] _n )

للحمض الكربوكسيلي الصيغة العامة RC(O)OH، حيث R جذر عضوي. تحتوي مجموعة الكربوكسيل -C(O)OH على مجموعة كربونيل ، C=O، ومجموعة هيدروكسيل ، OH.

• حمض الأسيتيك ( _CH3COOH )
• حمض الستريك ( _{C6H8O7 )}​_​​
• حمض الفورميك (HCOOH)
• حمض الجلوكونيك HOCH ₂ -(CHOH) ₄ -COOH
• حمض اللاكتيك (CH ₃ -CHOH-COOH)
• حمض الأكساليك (HOOC-COOH)
• حمض الطرطريك (HOOC-CHOH-CHOH-COOH)

يؤدي الهلجنة في الموضع ألفا إلى زيادة قوة الحمض، بحيث تكون الأحماض التالية جميعها أقوى من حمض الأسيتيك.

• حمض الفلوروأسيتيك
• حمض ثلاثي فلورو أسيتيك
• حمض الكلوروأسيتيك
• حمض ثنائي كلورو أسيتيك
• حمض ثلاثي كلورو أسيتيك

تتكون الأحماض الكربوكسيلية العادية من اتحاد مباشر بين مجموعة الكربونيل ومجموعة الهيدروكسيل. أما في الأحماض الكربوكسيلية الفينيلوجية ، فتفصل رابطة ثنائية بين ذرتي الكربون بين مجموعتي الكربونيل والهيدروكسيل.

• حمض الأسكوربيك

• الحمض النووي الريبوزي منقوص الأكسجين (DNA)
• الحمض النووي الريبي (RNA)