Los ácidos son sustancias con sabor agrio, muy reactivas y que tienen una acción corrosiva. En particular, se las reconoce porque forman soluciones con pH menor a 7, neutralizan las bases y reaccionan con ciertos metales para la formación de sales.

Pero más allá de una definición práctica, la química ha establecido una teoría importante sobre la estructura y el comportamiento de los ácidos que explica en forma clara estos efectos antes mencionados.

Según la definición de Bronsted, los ácidos son sustancias que tienen la capacidad de donar un protón, o catión H+, a otro compuesto. En el caso particular de las soluciones acuosas, los ácidos donan iones hidronio, H3O+. La liberación de protones al medio es la forma más sencilla de explicar el pH bajo de las soluciones ácidas: este indicador, que se define como – log H+ (siendo H+ la concentración de protones), aumenta al incrementarse la concentración de protones o iones hidronio en solución. De acuerdo a esta teoría, los ácidos pueden clasificarse según la cantidad de protones que se liberan luego de su disociación en agua: monopróticos, dipróticos o polipróticos, si entregan uno, dos o varios protones al medio.

Sin embargo, a fines prácticos existe también una definición alternativa, la establecida por Lewis, que complementa la anterior. Esta dice que los ácidos son sustancias aceptoras de electrones, por lo que pueden tomar electrones libres de otros compuestos para formar un enlace covalente. Por ejemplo, una molécula de trifluoruro de boro, BF3, presenta un orbital libre sobre el átomo de boro, que puede ser ocupado por electrones desapareados provenientes de bases, como el amoníaco, NH3.

Los ejemplos más comunes de ácidos son aquellos con amplia aplicación en las diferentes ramas de la industria por su uso como agentes corrosivos, como solventes de metales, aditivos alimenticios o para la producción de sales: el ácido clorhídrico, el nítrico, el fosfórico, el tartárico o el oxálico.