Wzory kwasów i ich moc

Nazwa kwasu	Wzór sumaryczny	Wzór strukturalny	Moc kwasu
Kwasy beztlenowe
kwas siarkowodorowy	H2S		Słaby
kwas selenowodorowy	H2Se		Słaby
kwas fluorowodorowy	HF		Słaby
kwas solny, kwas chlorowodorowy	HCl		Mocny
kwas bromowodorowy	HBr		Mocny
kwas jodowodorowy	HI		Bardzo mocny
Kwasy tlenowe
kwas borowy	H3BO3		Bardzo słaby
kwas węglowy	H2CO3		Slaby, nietrwały
kwas krzemowy	H2SiO3		Bardzo słaby
kwas azotowy (III)	HNO2		Slaby, nietrwały
kwas azotowy (V)	HNO3		Mocny
kwas fosforowy (III)	H3PO3		Słaby, dwuzasadowy
kwas ortofosforowy (V)	H3PO4		Średniej mocy
kwas meta fosforowy (V)	HPO3		Mocny
kwas pirofosforowy (V)	H4P2O7		Słaby
kwas arsenowy (III)	H3AsO3		Słaby
kwas arsenowy (V)	H3AsO4		Słaby
kwas siarkowy (IV)	H2SO3		Słaby, nietrwały
kwas siarkowy (VI)	H2SO4		Mocny
kwas chlorowy (I)	HClO		Bardzo słaby
kwas chlorowy (III)	HClO2		Słaby
kwas chlorowy (V)	HClO3		Mocny
kwas chlorowy (VII)	HClO4		Bardzo mocny
kwas bromowy (I)	HBrO		Słaby
kwas bromowy (III)	HBrO3		Umiarkowanie mocny
kwas jodowy (I)	HIO		Słaby
kwas jodowy (III)	HIO3		Umiarkowanie mocny
kwas jodowy (V)	H5IO6		Słaby
Kwasy organiczne
kwas mrówkowy	HCOOH		Słaby
kwas octowy	CH3COOH		Słaby
fenol	C6H5OH		Bardzo słaby

Reguły dotyczące mocy kwasu:

a) kwasy beztlenowe

Moc kwasów beztlenowych w okresie H-X wzrasta wraz ze wzrostem elektroujemności pierwiastka X. Dlatego HCl jest mocniejszy od H2S. Elektroujemność pierwiastka wzrasta ze wzrostem nr grupy.

W grupie moc kwasów beztlenowych wzrasta ze wzrostem nr okresu. Dlatego HI jest mocniejszym kwasem od HBr, ten zaś od HCl.

b) Kwasy tlenowe

Moc kwasów tlenowych typu HmEOn zależy od różnicy n-m:

n-m	moc kwasu	przykłady
0	Bardzo słaby	H3BO3, H3AsO3
1	Słaby	HNO2, H2SO3, H2CO3, H5IO6
2	Mocny	HNO3, HClO3, H2SO4
3	Bardzo mocny	HClO4, HMnO4,

Moc kwasów tlenowych zależy od elektroujemności atomu E. Im większa elektroujemność tym kwas jest mocniejszy. Dlatego kwas azotowy(V) HNO3 m-n=2 jest mocniejszy od kwasu ortofosforowego(V) HPO3 (m-n=2)

Uwaga:

We wzorze strukturalnym kwasu azotowego(V) atom azotu nie może być pięciowiązalny (nie może posiadać dwóch wiązań podwójnych N=O). Atom azotu leży w 2 okresie, dysponuje jedynie dwiema niskoenergetycznymi powłokami, a na ostatniej (K) może pomieścić maksymalnie 8 elektronów. Atom azotu jest jednak V-wartościowy, ponieważ każde wiązanie dodaje 1 do wartościowości, wiązanie koordynacyjne dodaje 2 do wartościowości (lub każdy ładunek dodaje 1 do wartościowości). Zaleca się unikania rysowania wiązań koordynacyjnych za pomocą strzałek. Wiązanie koordynacyjne jest wiązaniem kowalencyjnym, tylko powstaje w inny sposób!

We wzorach pozostałych kwasów tlenowych możemy rysować wiązania podwójne, ponieważ te pierwiastki (S, P, Cl) dysponują niskoenergetycznymi orbitalami d, na których mogą umieszczać dodatkowe (powyżej 8) elektrony