Lorsqu'un acide est dissous dans l'eau, il libère des ions H+ qui sont responsables de l'acidité de la solution. La manière dont un acide se dissocie (c'est-à-dire, libère des ions H+) dépend de sa force. Les acides forts, tels que l'acide chlorhydrique (HCl), se dissocient complètement, ce qui signifie que toutes les molécules d'acide libèrent des ions H+. En revanche, les acides faibles, comme l'acide acétique (CH3COOH), ne se dissocient que partiellement. Cela crée un équilibre entre les ions dissociés et les molécules d'acide non dissociées.

Pour un acide fort, comme il se dissocie complètement, la concentration en ions H+ est approximativement égale à la concentration initiale de l'acide. Ainsi, si on a une solution d'acide chlorhydrique à 0,1 mol/L, le pH est calculé simplement par : pH = -log(0,1) = 1. Pour un acide faible, la situation est plus complexe à cause de l'équilibre entre les formes dissociée et non dissociée. La concentration en ions H+ doit être déterminée à partir de la constante d'acidité (Ka) de l'acide et de son équation de dissociation. Pour calculer cette concentration, on utilise souvent l'équation de Henderson-Hasselbalch ou la résolution de l'équilibre en appliquant la loi d'action de masse.

La principale différence entre un acide fort et un acide faible réside dans leur degré de dissociation dans l'eau. Les acides forts se dissocient complètement, ce qui provoque une augmentation significative de la concentration en ions H+ et donc une chute du pH. En revanche, les acides faibles se dissocient partiellement, résultant en une concentration plus basse en ions H+ et un pH plus élevé que celui des acides forts pour une concentration initiale similaire.