Un ácido fuerte se define como un ácido que sufre una ionización completa en una solución acuosa (siendo excepciones notables los ácidos polipróticos, como el ácido sulfúrico). Alternativamente, cuando se entiende a través del concepto de constantes de acidez, un ácido fuerte se define como uno con un valor de pKa inferior a 1,74. Este valor implica que, en condiciones estándar, la concentración de iones de hidrógeno es equivalente a la concentración del ácido agregado a la solución.
La mayoría de los ácidos fuertes son corrosivos; sin embargo, hay excepciones. Por ejemplo, el ácido carborano (H(CHB11Cl11))-un tipo de superácido-es un millón de veces más ácido que el ácido sulfúrico pero es completamente no-corrosivo. Por el contrario, el ácido fluorhídrico (HF)-clasificado como ácido débil-es muy corrosivo. Es capaz de disolver la gran mayoría de los óxidos metálicos-incluido el vidrio-así como todos los metales con excepción del iridio.
La ecuación química que representa la disociación completa de un ácido fuerte en una solución acuosa es la siguiente: HA(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + A⁻(aq)
Generalmente, los ácidos no se disocian completamente en agua; en consecuencia, sus reacciones suelen representarse como equilibrios químicos más que como reacciones completas. Los ácidos débiles son, por definición, aquellos que no sufren una disociación completa. Usar constantes de acidez para distinguir entre ácidos fuertes y débiles no siempre es sencillo (ya que las diferencias numéricas pueden ser difíciles de interpretar o parecer sutiles); por lo tanto, emplear ecuaciones químicas para diferenciar entre las dos categorías suele ser un enfoque más lógico.
Dado que los ácidos fuertes se disocian completamente en soluciones acuosas, la concentración de iones de hidrógeno en el agua es equivalente a la concentración inicial del ácido introducido en la solución: [HA]=[H⁺]=[A⁻]; pH=-log[H⁺]
