Un acide fort est défini comme un acide qui subit une ionisation complète dans une solution aqueuse (les acides polyprotiques, tels que l'acide sulfurique, étant des exceptions notables). Alternativement, lorsqu'il est compris à travers le concept de constantes d'acidité, un acide fort est défini comme un acide ayant une valeur de pKa inférieure à 1,74. Cette valeur implique que, dans des conditions standard, la concentration en ions hydrogène est équivalente à la concentration de l'acide ajouté à la solution.
La plupart des acides forts sont corrosifs ; il existe cependant des exceptions. Par exemple, l'acide carborane (H(CHB11Cl11))-un type de superacide-est un million de fois plus acide que l'acide sulfurique mais n'est absolument pas-corrosif. À l’inverse, l’acide fluorhydrique (HF)-classé parmi les acides faibles-est très corrosif. Il est capable de dissoudre la grande majorité des oxydes métalliques-dont le verre-ainsi que tous les métaux à l'exception de l'iridium.
L'équation chimique représentant la dissociation complète d'un acide fort dans une solution aqueuse est la suivante : HA(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + A⁻(aq)
Généralement, les acides ne se dissocient pas complètement dans l’eau ; par conséquent, leurs réactions sont généralement représentées comme des équilibres chimiques plutôt que comme des réactions complètes. Les acides faibles sont, par définition, ceux qui ne subissent pas de dissociation complète. Utiliser des constantes d'acidité pour distinguer les acides forts des acides faibles n'est pas toujours simple (car les différences numériques peuvent être difficiles à interpréter ou paraître subtiles) ; par conséquent, utiliser des équations chimiques pour différencier les deux catégories est souvent une approche plus logique.
Étant donné que les acides forts subissent une dissociation complète dans les solutions aqueuses, la concentration en ions hydrogène dans l'eau est équivalente à la concentration initiale de l'acide introduit dans la solution : [HA]=[H⁺]=[A⁻] ; pH=-log[H⁺]
