Czynniki decydujące o 

mocy kwasów 

Moc kwasów beztlenowych 
Moc kwasów tlenowych 
Zasady
Amfotery 

Moc kwasów beztlenowych w 

grupie układu okresowego 

pierwiastków chemicznych 

• Moc kwasów beztlenowych w grupie 

wzrasta 

wraz ze wzrostem liczby atomowej Z 

atomu 

połączonego z atomem wodoru (wzrost stałej 

dysocjacji)  – kierunek zmiany mocy jest 

przeciwny niż kierunek wzrostu 

elektroujemności tego atomu. 

• Czynnikiem decydującym o dysocjacji 

nie jest 

wzrost momentu dipolowego i polaryzacji 

wiązania

, 

lecz rozmiar (promień) anionu, który 

wzrasta w grupie : 

 - 

grupa 17

: od F

-

 (r

F

-

 = 1,36Å) do I

-

 (r

I

-

 = 2,16Å), 

    czyli   HF < HCl < HBr < HI

     - 

grupa 16

: od HS

-

 do HTe

- 

,

   czyli H

2

S < H

2

Se <H

2

Te 

Moc kwasów beztlenowych w 

okresie układu okresowego 
pierwiastków chemicznych 

• Moc kwasów beztlenowych w okresach 

wzrasta wraz ze wzrostem elektroujemności 
atomu 

połączonego z atomem wodoru, 

ponieważ promienie anionów są prawie 
identyczne

: r

F

-

 

≈ r

OH

-

 

≈ r

Cl

-

 

≈ r

HS

-

 

stąd:  H

2

O < HF; H

2

S < HCl; H

2

Se < HBr; 

H

2

Te < HI 

Kwas 

Stała 

dysocjacji 

(K

d

) 

Kwas 

Stała 

dysocjacji 

(K

d

) 

HF

6,3·10

-4 

H

2

S

9,1·10

-8

HCl 

1·10

7

H

2

Se

2·10

-4 

HBr 

3·10

9 

H

2

Te

2,5·10

-3

HI

1·10

10 

Moc kwasów tlenowych

• Cząsteczkę kwasu tlenowego 

opisuje ogólny 

wzór 

H

n

RO

(m+n) 

– [H

2

SO

4

], gdzie 

R – atom 

centralny 

połączony bezpośrednio a atomem 

tlenu 

( S), 

n

 

to liczba at. H połączonych z at. 

O 

(n = 2),  

m + n 

to

 

liczba at. O 

(n+m = 4) 

• Cząsteczkę kwasu tlenowego 

może również 

opisywać wzorem 

RO

m

(OH)

n

, dla kwasu 

siarkowego(VI) 

H

2

SO

4

  

SO

2

(OH)

2 

;  kwasu 

fosforowego(V) 

H

3

PO

3

 

 H

PO(OH)

2

 

– jest 

kwasem dwuprotonowym,  jeden z atomów 

H jest połączony bezpośrednio z atomem 

centralnym (at. P); kwasu ortofosforowego 

H

3

PO

4

   

PO(OH)

3

 

Moc kwasów tlenowych a 

wskaźnik m 

• Kwas tlenowy RO

m

(OH)

n

 

jest tym mocniejszy, 

im więcej 
w cząsteczce kwasu 

jest atomów tlenu 

niezwiązanych 
z wodorem 

(wraz ze wzrostem m, moc kwasu 

wzrasta).

m = O, 

kwasy słabe 

K

I

d

 ≤ 1O

-7

m = 1, kwasy 

umiarkowanie 

słabe K

I

d

 ≈ 10

-

2

m = 2, kwasy 

umiarkowani

e 

mocne  K

I

d

 ≈ 

10

3

m = 3, kwasy

 mocne 

K

I

d

 ≈ 10

8

H

3

BO

3

 kwas 

borowy(III),

 K

I

d

 = 5,8· 

1O

-10

HClO

2

 kwas 

chlorowy(III)

K

I

d

 =  10

-2

HClO

3

 kwas 

chlorowy(V)

K

I

d

 =  10

-2

HClO

4

 kwas 

chlorowy(VII

)

HClO kwas 

chlorowy(I)

K

I

d

 = 3,2· 

1O

-8

H

2

SO

3

 kwas 

siarkowy(IV)

K

I

d

 =  1,2·10

-2

H

2

SO

4

 kwas 

siarkowy(VI)

HMnO

4

 kwas 

manganowy(

VII)

H

3

AsO

4

 kwas 

arsenowy(V)

K

I

d

 = 0,5 10

-2

Moc kwasów tlenowych w 

grupie

• Właściwości kwasowe cząsteczek

 wynikają ze 

zdolności 

do odszczepienia protonów z grup 

hydroksylowych

, 

zdolność ta wiąże się z 

elektroujemnością atomu centralnego.

• Im większa jest elektroujemność atomu 

centralnego 

i im mniejszy jest jego promień 

tym silniej jest przyciągana para elektronowa 

wiążąca 

R – O przez atom centralny

, to z kolei 

powoduje przesunięcie pary elektronowej 

wiążącej O – H  do atomu tlenu, przez co 

wiązanie to jest osłabione, co ułatwia 

odszczepienie protonu i zwiększa moc kwasu, 

np.:

• gr. 14

: H

3

AsO

4

 < H

3

PO

4

; 

gr. 15

: H

2

SeO

3

 < 

H

2

SO

3

 

 Cząsteczki o 

właściwościach zasadowych 

• W przypadku niskiej  elektroujemności 

atomu centralnego

 przesunięcie obu 

wiążących  par elektronowych 

następuje w 

kierunku przeciwnym

, od atomu 

centralnego do atomu tlenu oraz od atomu 

centralnego do atomu wodoru, 

w efekcie 

wiązanie O – H staje się mocniejsze

 

a 

wiązanie R – O ulega osłabieniu

.

• W efekcie następuje odszczepienie jonu 

OH

-

 

a nie protonu wodorowego, cząsteczka 

wykazuje właściwości zasadowe, np. 

3,0

Cl

3,5

OH – kwas chlorowy(I), 

0,9

Na

3,5

OH – 

zasada 

Cząsteczki o właściwościach 

amfoterycznych 

• W przypadku elektroujemności 

pośrednich w granicach 1,6 – 1,8 

(w 

zależności od średnicy atomu 

centralnego) 

pary elektronowe tworzące 

wiązanie R – O 

oraz 

O – H

 

są 

rozmieszczone tak, że może nastąpić 

odszczepienie 

anionu

 

OH

-

, jak i 

kationu 

H

+

.

• W reakcjach z mocnymi zasadami 

wykazują 

słabe właściwości kwasowe

, 

natomiast w reakcji z kwasami 

wykazują 

słabe właściwości zasadowe.