Um ácido forte é definido como um ácido que sofre ionização completa em solução aquosa (com ácidos polipróticos, como o ácido sulfúrico, sendo exceções notáveis). Alternativamente, quando entendido através do conceito de constantes de acidez, um ácido forte é definido como aquele com valor de pKa inferior a 1,74. Este valor implica que, em condições padrão, a concentração de iões de hidrogénio é equivalente à concentração do ácido adicionado à solução.
A maioria dos ácidos fortes são corrosivos; no entanto, existem exceções. Por exemplo, o ácido carborano (H(CHB11Cl11))-um tipo de superácido-é um milhão de vezes mais ácido que o ácido sulfúrico, mas é completamente não-corrosivo. Por outro lado, o ácido fluorídrico (HF)-classificado como ácido fraco-é altamente corrosivo. Ele é capaz de dissolver a grande maioria dos óxidos metálicos-incluindo vidro-bem como todos os metais, com exceção do irídio.
A equação química que representa a dissociação completa de um ácido forte em uma solução aquosa é a seguinte: HA(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + A⁻(aq)
Geralmente, os ácidos não se dissociam completamente na água; conseqüentemente, suas reações são normalmente representadas como equilíbrios químicos e não como reações completas. Ácidos fracos são, por definição, aqueles que não sofrem dissociação completa. Usar constantes de acidez para distinguir entre ácidos fortes e fracos nem sempre é simples (pois as diferenças numéricas podem ser difíceis de interpretar ou parecer sutis); portanto, empregar equações químicas para diferenciar entre as duas categorias costuma ser uma abordagem mais lógica.
Como os ácidos fortes sofrem dissociação completa em soluções aquosas, a concentração de íons hidrogênio na água é equivalente à concentração inicial do ácido introduzido na solução: [HA]=[H⁺]=[A⁻]; pH=-log[H⁺]
