Kiseline su generalno korozivne. U vodenim rastvorima, slabe kiseline postoje u jonizacionoj ravnoteži koja je opisana na sledeći način:
[HA], [H+] i [A-] predstavljaju molarne koncentracije HA, H+ i A-, redom, dok je *K* konstanta jonizacijske ravnoteže za slabu kiselinu HA. Na primjer, na 298 K, konstanta ionizacije za octenu kiselinu je 1,8 × 10⁻⁵, a za fluorovodoničnu kiselinu je 7,2 × 10⁻⁴. Konstanta jonizacijske ravnoteže neznatno varira s promjenama koncentracije slabog elektrolita i temperature.
Na datoj temperaturi, stepen jonizacije slabe kiseline raste kako rastvor postaje sve razrijeđeniji; na primjer, stepeni jonizacije za sirćetnu kiselinu pri koncentracijama od 0,10 M, 1,0 × 10⁻³ M i 1,0 × 10⁻⁴ M su 1,34%, 13,4% i 42%, respektivno, dostižući potpunu jonizaciju u uslovima beskonačnog razblaženja.
Ionizacija poliprotskih slabih kiselina odvija se postupno. Na primjer, fosforna kiselina ionizira u tri koraka, od kojih je svaki povezan s odgovarajućom konstantom ravnoteže ionizacije:
Voda služi kao odličan rastvarač za neorganska jedinjenja; joni snažno privlače molekule vode i na taj način se stabilizuju. H+ jon u kiselini je u suštini "goli" proton-koji ima prečnik od samo 10⁻³ pikometara-koji se snažno vezuje za molekule vode da bi formirao hidronijev jon, H₃O+. Na primjer, kristalna hidratizirana perhlorna kiselina u stvarnosti je sastavljena od HCl₄O₄·Hl₄ H₃O+ i ClO₄⁻ joni; u vodenom rastvoru, ion H₃O+ se dalje povezuje sa tri dodatna molekula vode. Konvencionalno, simbol H+ se koristi za predstavljanje jona vodonika u vodenim rastvorima. Opća svojstva kiselina:
(1) Reakcije sa kiselo-baznim indikatorima:
Ljubičasti rastvor lakmusa postaje crven u prisustvu kiseline; bezbojni rastvor fenolftaleina ostaje bezbojan u prisustvu kiseline.
(2) Reakcije istiskivanja s aktivnim metalima (metali koji su reaktivniji od vodika u nizu aktivnosti metala):
Kiselina + metal → sol + vodonik
Primjer: 2HCl + Fe → FeCl₂ + H₂↑
(3) Reakcije sa bazičnim oksidima:
Kiselina + bazični oksid → sol + voda
3H₂SO₄ + Fe₂O₃ → Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O
(4) Reakcije sa određenim solima:
Kiselina + sol → Nova kiselina + nova sol
H₂SO₄ + BaCl₂ → 2HCl + BaSO₄↓
(5) Reakcije neutralizacije sa bazama:
Kiselina + baza → sol + voda
2HCl + Ba(OH)₂ → BaCl₂ + 2H₂O
U reakcijama kao što su one opisane u (3), (4) i (5) iznad, dva jedinjenja razmjenjuju svoje sastavne dijelove da bi formirala dva nova jedinjenja; ova vrsta reakcije je poznata kao reakcija dvostrukog premještanja.
Reakcije dvostrukog istiskivanja podliježu specifičnim zahtjevima: reaktanti moraju biti topljivi u vodi (ako je uključena kiselina, dovoljno je da samo kiselina bude rastvorljiva u vodi), a nastali proizvodi moraju uključivati ili plin, talog ili vodu (dovoljno je prisustvo bilo kojeg od njih).
Napomena: Ako se formira ugljična kiselina (H₂CO₃), mora se napisati kao H₂O + CO₂↑.
Na primjer: Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂↑ (Ovdje se proizvodi plin-, a proizvodi se i voda).
BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl (ovdje je BaSO₄ talog koji je nerastvorljiv u vodi).
NaCl može reagirati sa sumpornom kiselinom jer proizvedeni HCl izlazi kao plin, čime se reakcija kontinuirano pokreće u smjeru naprijed; ova reakcija se može koristiti u laboratoriji za pripremu plina HCl.
