Kwasy - to zwi ązki chemiczne, które w roztworach wodnych dysocjują na kation wodoru i anion reszty kwasowej.

Wzór ogólny kwasów: HnR

H - wodór

R - reszta kwasowa

n - jest równe liczbie atomów wodoru połączonych z resztą kwasową.

Ze względu na obecność atomów tlenu

kwasy tlenowe np. HNO3, H3PO4, H2CO3

kwasy beztlenowe np. HCl, HBr, HI

Ze względu na stopień dysocjacji

Kwasy mocne np. HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4

Kwasy słabe np. HF, HNO2, H2SO3, H2CO3

Z dwóch kwasów tlenowych mocniejszy jest ten, u którego atom niemetalu reszty kwasowej (czyli siarka, węgiel, azot itd.) jest bardziej elektroujemny. HNO3 jest mocniejszy od H2 CO3, ponieważ azot ma elektroujemność 3.0, a węgiel 2.5. Jeśli porównujemy dwa kwasy z tym samym niemetalem, np. H2 SO4 i H2 SO3 , mocniejszy jest ten, który ma więcej atomów tlenu (zatem siarkowy (VI) jest mocniejszy od siarkowego (IV)).

W obrębie grupy kwas jest tym mocniejszy, im mniejsza jest 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

Mocne kwasy reagują z tlenkami zasadowymi, wodorotlenkami, zasadami (reakcja zobojętniania ):

Na2 O + H2 SO4 → Na2 SO4 + H2 O

Fe(OH)2 + 2HNO3 → Fe(NO3 )2 + 2H2 O

NaOH + HCl → NaCl + H2 O