一、定性分析 

1、氫前金屬和非氧化性酸(如鹽酸、稀硫酸等)反應時得到的是H₂。例如Zn + H₂SO₄=ZnSO₄ + H₂↑。

2、氫前金屬和氧化性酸(如稀硝酸、濃硫酸、濃硝酸等)反應時不能得到純H₂。例如Zn+2H₂SO₄(濃)=ZnSO₄+SO₂↑+ 2H₂O，但隨著反應的進行，由於有水生成，濃硫酸會變稀，因此後期才會有H₂產生。

3、特殊的兩金屬Al、Fe在常溫下，遇到強氧化性濃硝酸或濃硫酸時，形成極薄的鈍化膜，發生鈍化現象，保護金屬不再和濃硝酸或濃硫酸反應。

4、氫後金屬(Cu→Ag)不和非氧化性酸反應，遇到強氧化性酸時，酸中除了氫、 氧元素之外的中心元素在化學反應中表現出強氧化性，例如Cu+4HNO₃(濃)=Cu(NO₃)₂+2NO₂↑+ 2H₂O，3Cu+8HNO₃(稀)=3Cu(NO₃)₂+2NO↑+ 4H₂O。

5、氫後金屬(Pt→Au)不和非氧化性酸反應以及強氧化性酸(如硝酸、濃硫酸等)發生氧化還原反應，但是遇到極強的氧化劑[例如王水(硝酸和鹽酸的體積比是1 : 3)]時能發生氧化還原反應，例如Au +HNO₃+3HCl =AuCl₃+2H₂O +NO↑。

二、定量方面 

1、金屬與非氧化性酸反應失去的電子的物質的量等於產生的H₂中H原子的物質的量。

2、相同物質的量的金屬與足量的酸反應產生H₂的物質的量之比等於反應後對應金屬呈顯的化合價之比。

3、相同質量的金屬與足量的酸反應產生氫氣的量之比等於其金屬失去1mol電子時質量的反比。

4、若產生相同量的H₂，所需金屬的物質的量之比等於反應後對應金屬呈現的化合價的倒數比。

5、若產生相同量的H₂，所需金屬的質量之比等於失去1mol電子時金屬的質量比。