W naszych przykładach da się zauważyć pewne zależności:

• mocny kwas, mocna zasada -> obojętny

• mocny kwas, słaba zasada -> kwaśny

• słaby kwas, mocna zasada -> zasadowy

• słaby kwas, słaba zasada -> bliski obojętnego, zależy od stałych dysocjacji. Na maturze, jeśli stałe nie są podane, możesz określić odczyn jako: obojętny.

Kwasy słabe: H2S, H2CO3, H2SO3, HNO2, CH3COOH (kwas octowy, ale to już kwas organiczny) 
Kwasy mocne: HCl, HI, HBr, HNO3, H2SO4, HClO4 
H3PO4 - kwas średniej mocy 

Moc kwasu beztlenowego (np. HCl, HBr, HI) wzrasta ze wzrostem liczby atomowej atomu połączonego z atomem wodoru. 
Moc kwasów tlenowych (np. H2SO4, HNO3) wzrasta wraz ze wzrostem elektroujemności atomu centralnego (tzn. dla H2SO4 chodzi o atom siarki, dla HNO3 chodzi o atom azotu i tak dalej). 
Można by się tutaj rozpisać bardziej, ale to na razie powinno wystarczyć. Liczby atomowe oraz elektroujemności na pewno znajdziesz w układzie okresowym. 
Dodam jeszcze, że kwas tlenowy jest tym mocniejszy, im więcej jego cząsteczka zawiera atomów tlenu nie związanych z atomami wodoru. 

Mocnymi zasadami są NaOH, KOH, RbOH, CsOH. Natomiast LiOH oraz wodorotlenki pierwiastków grupy 2 są już słabsze.