كلوريد الهيدروجين والأحماض القوية الأخرى
إذا قمت بإذابة غاز كلوريد الهيدروجين في الماء ، يتفاعل حمض الهيدروكلوريك مع جزيئات الماء وتبرع بها بروتون:

HCl _(g) + H₂O _(l) → Cl^– + H₃O⁺

يسمى أيون H3O+ أيون الهيدرونيوم. هذا رد الفعل يذهب أساسا إلى الانتهاء. في هذه الحالة ، يتأين كل حمض الهيدروكلوريك إلى H3O+ و Cl- حتى لا يتواجد حمض الهيدروكلوريك. لأن حمض الهيدروكلوريك يتأين بشكل أساسي بنسبة 100 بالمائة في الماء ، فإنه يعتبر حمضًا قويًا. لاحظ أن الماء ، في هذه الحالة ، يعمل كقاعدة ، يقبل البروتون من كلوريد الهيدروجين.
حساب تركيز الأيونات في المحاليل نظرًا لأن الأحماض القوية تتأين تمامًا ، فإن حساب تركيز الأيونات في المحلول يكون سهلاً إذا كنت تعرف التركيز الأولي للحمض القوي. على سبيل المثال ، افترض أنك تقوم بغلي 0.1 ملي مول من غاز حمض الهيدروكلوريك في لتر من الماء.
يمكنك القول أن التركيز الأولي لـ HCl هو 0.1 M (0.1 mol / L). M تعني المولارية ، و mol / L تعني مولات المذاب لكل لتر. يمكنك تمثيل تركيز 0.1 M لـ HCl بهذه الطريقة: [HCl] = 0.1. هنا ، تشير الأقواس حول المركب إلى تركيز مولاري ، أو مول / لتر. لأن حمض الهيدروكلوريك يتأين تمامًا ، ترى من المعادلة المتوازنة أنه مقابل كل حمض الهيدروكلوريك الذي يتأين ، تحصل على أيون هيدرونيوم وأيون كلوريد واحد. لذا فإن تركيز الأيونات في محلول HCl 0.1 M هو

[H₃O⁺] = 0.1 و [Cl^–] = 0.1

تكون العلاقة بين كمية الحمض التي تبدأ بها وكمية الحمض أو أيونات القاعدة التي تنتهي بها ذات قيمة عند حساب درجة الحموضة للمحلول. يسرد البحث في الأحماض القوية الشائعة في الجدول 1-1 أكثر الأحماض القوية شيوعًا التي من المحتمل أن تصادفها. معظم الأحماض الأخرى التي تواجهها ضعيفة.

الجدول 1-1 الأحماض القوية الشائعة