Przy braku efektu wyrównującego wytrzymałość kwasowa dwuskładnikowych związków wodoru z niemetalami (A) wzrasta wraz ze spadkiem siły wiązania HA o grupę w dół układu okresowego pierwiastków. Dla grupy 17 kolejność rosnącej kwasowości to HF < HCl < HBr < HI. Podobnie dla grupy 16 kolejność rosnących stężeń kwasów jest następująca: H₂O < H₂S < H₂Se < H₂Te. W poprzek wiersza układu okresowego pierwiastków siła kwasowa binarnych związków wodoru wzrasta wraz ze wzrostem elektroujemności atomu niemetalu, ponieważ wzrasta biegunowość wiązania H-A. Zatem kolejność rosnącej kwasowości (w celu usunięcia jednego protonu) w drugim rzędzie jest następująca: CH₄ < NH₃ < H₂O < HF; w trzecim rzędzie jest to SiH₄ < PH₃ < H₂S < HCl.

Trójskładnikowe kwasy i zasady

Związki trójskładnikowe złożone z wodoru, tlenu i pewnego trzeciego pierwiastka (“E”) mogą mieć strukturę przedstawioną na poniższym obrazku. W tych związkach centralny atom E jest związany z jednym lub więcej atomami O, a co najmniej jeden z atomów O jest również związany z atomem H, co odpowiada ogólnemu wzorowi cząsteczkowemu O_mE(OH)_n. Związki te mogą być kwaśne, zasadowe lub amfoteryczne w zależności od właściwości centralnego atomu E. Przykładami takich związków są kwas siarkowy,_O2S(OH)₂, kwas siarkowy, OS(OH)₂, kwas azotowy,_O2NOH, kwas nadchlorowy,_O3ClOH, wodorotlenek glinu, Al(OH)₃, wodorotlenek wapnia, Ca(OH)₂ i wodorotlenek potasu, KOH.

Jeśli centralny atom, E, ma niską elektroujemność, jego przyciąganie elektronów jest niskie. Istnieje niewielka tendencja do tworzenia przez centralny atom silnego wiązania kowalencyjnego z atomem tlenu, a wiązanie a między pierwiastkiem a tlenem jest łatwiejsze do zerwania niż wiązanie b między tlenem a wodorem. Stąd wiązanie a jest jonowe, jony wodorotlenkowe są uwalniane do roztworu, a materiał zachowuje się jak zasada – tak jest w przypadku Ca(OH)₂ i KOH. Niższa elektroujemność jest charakterystyczna dla bardziej metalicznych pierwiastków; W związku z tym pierwiastki metaliczne tworzą wodorotlenki jonowe, które z definicji są związkami zasadowymi.

Z drugiej strony, jeśli atom E ma stosunkowo wysoką elektroujemność, silnie przyciąga elektrony, które dzieli z atomem tlenu, tworząc stosunkowo silne wiązanie kowalencyjne. Wiązanie tlen-wodór, wiązanie b, jest w ten sposób osłabione, ponieważ elektrony są przemieszczane w kierunku E. Wiązanie b jest polarne i łatwo uwalnia jony wodoru do roztworu, więc materiał zachowuje się jak kwas. Wysokie elektroujemności są charakterystyczne dla pierwiastków bardziej niemetalicznych. W ten sposób pierwiastki niemetaliczne tworzą związki kowalencyjne zawierające grupy kwasowe −OH, które nazywane są kwasami tlenowymi.

Zwiększenie stopnia utlenienia centralnego atomu E zwiększa również kwasowość kwasu tlenowego, ponieważ zwiększa to przyciąganie E do elektronów, które dzieli z tlenem, a tym samym osłabia wiązanie O-H. Kwas siarkowy, _H2SO4 lub_O2S(OH)2 (o stopniu utlenienia siarki +6), jest bardziej kwaśny niż kwas siarkowy,_H2SO3lub OS(OH)₂ (o stopniu utlenienia siarki +4). Podobnie kwas azotowy, HNO₃ lub O₂NOH (stopień utlenienia N = +5), jest bardziej kwaśny niż kwas azotawy, HNO₂ lub ONOH (stopień utlenienia N = +3). W każdej z tych par stopień utlenienia centralnego atomu jest większy dla silniejszego kwasu.

Kwasy karboksylowe

Kwasy karboksylowe zawierają grupę karboksylową. Kwasy karboksylowe są słabymi kwasami, co oznacza, że nie są w 100% zjonizowane w wodzie.

Kwas karboksylowy działa jak słaby kwas, ponieważ, podobnie jak w przypadku kwasów tlenowych, drugi tlen przyłączony do atomu węgla zwiększa polarność wiązania O-H i osłabia je. Ponadto, po utracie protonu, grupa karboksylowa jest przekształcana w jon karboksylowy, który wykazuje rezonans. Różne struktury rezonansowe stabilizują jon karboksylowy, ponieważ jego ładunek ujemny jest zdelokalizowany na kilku atomach.

Ten tekst został zaadaptowany z Openstax, Chemia 2e, Sekcja 14.3: Względne siły kwasów i zasad oraz Openstax, Chemia 2e, Sekcja 20.3 Aldehydy, ketony, kwasy karboksylowe i estry.