Un acido forte è definito come un acido che subisce una ionizzazione completa in una soluzione acquosa (con eccezioni degne di nota degli acidi poliprotici, come l'acido solforico). In alternativa, se inteso attraverso il concetto di costante di acidità, un acido forte è definito come uno con un valore pKa inferiore a 1,74. Questo valore implica che, in condizioni standard, la concentrazione di ioni idrogeno è equivalente alla concentrazione dell'acido aggiunto alla soluzione.
La maggior parte degli acidi forti sono corrosivi; tuttavia, ci sono delle eccezioni. Ad esempio, l'acido carborano (H(CHB11Cl11))-un tipo di superacido-è un milione di volte più acido dell'acido solforico ma è completamente non-corrosivo. Al contrario, l'acido fluoridrico (HF)-classificato come acido debole-è altamente corrosivo. È in grado di sciogliere la stragrande maggioranza degli ossidi metallici-incluso il vetro-nonché tutti i metalli ad eccezione dell'iridio.
L'equazione chimica che rappresenta la dissociazione completa di un acido forte in una soluzione acquosa è la seguente: HA(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + A⁻(aq)
Generalmente gli acidi non si dissociano completamente in acqua; di conseguenza, le loro reazioni sono tipicamente rappresentate come equilibri chimici piuttosto che come reazioni complete. Gli acidi deboli sono, per definizione, quelli che non subiscono la completa dissociazione. Usare le costanti di acidità per distinguere tra acidi forti e deboli non è sempre semplice (poiché le differenze numeriche possono essere difficili da interpretare o apparire sottili); pertanto, l'utilizzo di equazioni chimiche per distinguere tra le due categorie è spesso un approccio più logico.
Poiché gli acidi forti subiscono una completa dissociazione in soluzioni acquose, la concentrazione di ioni idrogeno nell'acqua è equivalente alla concentrazione iniziale dell'acido introdotto nella soluzione: [HA]=[H⁺]=[A⁻]; pH=-log[H⁺]
