Kwasy są elektrolitami, a moc ich jest bardzo zróżnicowana. Moc kwasów tlenowych zwiększa się ze wzrostem elektroujemności niemetalu wchodzącego w skład kwasu. Na przykład dla pierwiastków okresu 3 układu okresowego moc kwasów tlenowych można ustawić następująco:

H₄SiO₄ < H₃PO₄ << H₂SO₄ < HClO słabe - mocne

a dla pierwiastków 17 grupy UOP: HIO < HBrO < HClO

Jeżeli niemetal tworzy kilka kwasów tlenowych, to moc tych kwasów (na ogół) zwiększa się ze wzrostem stopnia utlenienia niemetalu. Na przykład, dla tlenowych kwasów chloru moc zmienia się następująco:

HClO < HClO₂ < HClO₃ < HClO₄

a dla tlenowych kwasów siarki: H₂SO₃ < H₂SO₄

Moc kwasów beztlenowych zwiększa się w okresie wraz ze wzrostem numeru grupy, czyli ze wzrostem elektroujemności niemetalu wchodzącego w skład kwasu.

H₂S < HCl słaby - mocny

W przypadku pierwiastków 17 grupy układu okresowego moc kwasów beztlenowych zwiększa się wraz ze wzrostem numeru okresu, co spowodowane jest wzrostem promienia anionu. Wzrost promienia X^- ułatwia dysocjację kwasu HX.

HI > HBr > HCl > HF mocny - słaby

Kwasy mocne i słabe: Prowadząc rozważania nad dysocjacją elektrolityczną kwasów dochodzimy do bardzo ważnej kwestii, jaką jest moc kwasu. Mocny kwas to taki, który dysocjuje w dużym stopniu, tj. np. na 10 cząsteczek kwasu dysocjuje powiedzmy 9. Słaby to taki, który w roztworze wodnym nie rozpada się tak chętnie na jony, np. na 10 cząsteczek dysocjują tylko 3, a 7 pozostaje niezdysocjowanych. Pojedyncza strzałka w równaniu dysocjacji dla kwasu solnego oznacza, że dysocjuje on w bardzo dużym stopniu, strzałka podwójna jest dla nas świadectwem, że kwas jest stosunkowo słabszy, choć nie pozwala nam oczywiście jego mocy określić bezwzględnie, tak jak strzałka pojedyncza w równaniu dysocjacji kwasu solnego i siarkowego (VI) nie oznacza, że oba te kwasy mają identyczną moc. Wartości liczbowe, będące funkcją mocy kwasu, znajdują się w tablicach chemicznych. Jeśli jednak nie mamy do nich dostępu, stosunkową moc kwasu, względem innego, określić możemy posługując się kilkoma prostymi regułami.

Porównywanie mocy kwasów tlenowych: Z dwóch kwasów tlenowych mocniejszy jest ten, u którego atom niemetalu reszty kwasowej (czyli siarka, węgiel, azot itd.) jest bardziej elektroujemny. Reguła ta pozwala nam trafnie określić, że HNO₃ jest mocniejszy od H₂CO₃ - azot ma elektroujemność 3.0, a węgiel 2.5. Jeśli porównujemy dwa kwasy z tym samym niemetalem, np. H₂SO₄ i H₂SO₃, o mocy decyduje ilość atomów tlenu w cząsteczce - mocniejszy jest ten, który ma ich więcej (zatem siarkowy (VI) jest mocniejszy od siarkowego (IV)).

Porównywanie mocy kwasów beztlenowych: Tu również elektroujemność odgrywa rolę dominującą. W obrębie grupy kwas jest tym mocniejszy, im mniejsza elektroujemność pierwiastka związanego z wodorem. Dlatego właśnie kwas HI jest najmocniejszy, kolejny w szeregu jest HBr, potem HCl i HF. Zmiany w mocy pomiędzy HI, HBr i HCl są niewielkie, ale kwas HF jest w porównaniu z nimi bardzo słabym elektrolitem. H₂S jest natomiast jeszcze słabszy od HF. Szereg mocy pięciu kwasów beztlenowych przedstawia się następująco: HI > HBr > HCl >> HF >> H₂S

Podział kwasów ze względu na stopień dysocjacji

• Kwasy mocne to takie, które są całkowicie albo prawie całkowicie zdysocjowane w wodnym roztworze. Do kwasów mocnych zaliczamy: HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HMnO₄.

• Kwasy słabe ulegają dysocjacji w znacznie mniejszym stopniu: tylko niewielki ułamek cząsteczek rozpada się na jony, a reszta pozostaje w roztworze pod postacią cząsteczek niezdysocjowanych. Do kwasów słabych zaliczamy: HF, HNO₂, H₂SO₃, H₂CO₃.