Il existe de nombreuses solutions acides. Nous citerons les principaux acides utilisés au laboratoire :

• L’acide sulfurique.
  C’est un acide fort, car il est totalement ionisé en
  solution. L’équation-bilan de sa mise en solution
  s’écrit :

1 mole de H₂SO₄ libère 2 moles de H₃O⁺ : l’acide sulfurique est un diacide. Dilué, ses propriétés acides sont comparables à celles de l’acide chlorhydrique.

• L’acide nitrique HNO₃.
  C’est un monoacide fort. Son action sur l’eau a pour équation-bilan,

L’action de l’acide nitrique sur les métaux est différente de celle de l’acide chlorhydrique, à cause des propriétés oxydantes de l’ion nitrate NO^3–. Par
exemple, l’acide nitrique attaque le cuivre, métal moins électropositif que l’hydrogène. Dans ce cas il n’y a pas dégagement de dihydrogène, mais du monoxyde d’azote NO (gaz incolore qui devient roux au contact de l’air).

• L’acide éthanoïque CH₃COOH.
  Appelé couramment acide acétique, c’est le principal constituant du vinaigre. Au cours de sa réaction avec l’eau, toutes les molécules ne sont pas transformées en ions. On dit que la réaction n’est pas totale, ce qu’on traduit dans l’équation-bilan par une double flèche.

On dit que l’acide éthanoïque est un acide faible.

• L’acide phosphorique H₃PO₄.
  C’est un triacide. L’acidité des boissons au coca est due en partie à cet acide.
  Les acides ci-dessus cités se trouvent au laboratoire sous forme concentrée. Pour les diluer, il faut prendre beaucoup de précautions, par exemple en versant l’acide dans l’eau. En effet, lorsqu’on verse l’eau dans l’acide concentré, il y a des risques de projection.
• Quelques acides naturels.
•  L’acide citrique (contenu dans le citron et de nombreux fruits).
• L’acide lactique (qui se forme lors de la fermentation du lait).
   

19.4 Généralisation : Acide de Brønsted

D’une manière générale, on appelle acide tout corps susceptible de céder un ou plusieurs protons H⁺ au cours d’une réaction chimique.
Cette définition est due à Brønsted 1