Zuren zijn over het algemeen corrosief. In waterige oplossingen bestaan zwakke zuren in een ionisatie-evenwicht dat als volgt wordt beschreven:
[HA], [H+] en [A-] vertegenwoordigen respectievelijk de molaire concentraties van HA, H+ en A-, terwijl *K* de ionisatie-evenwichtsconstante is voor het zwakke zure HA. Bij 298 K is de ionisatieconstante voor azijnzuur bijvoorbeeld 1,8 × 10⁻⁵, en die voor fluorwaterstofzuur 7,2 × 10⁻⁴. De ionisatie-evenwichtsconstante varieert slechts in geringe mate met veranderingen in de concentratie van de zwakke elektrolyt en de temperatuur.
Bij een bepaalde temperatuur neemt de ionisatiegraad van een zwak zuur toe naarmate de oplossing verdunder wordt; De ionisatiegraden voor azijnzuur bij concentraties van 0,10 M, 1,0 x 10⁻³ M en 1,0 x 10⁻⁴ M zijn bijvoorbeeld respectievelijk 1,34%, 13,4% en 42%, waarbij volledige ionisatie wordt bereikt onder omstandigheden van oneindige verdunning.
De ionisatie van polyprotische zwakke zuren verloopt stapsgewijs. Fosforzuur ioniseert bijvoorbeeld in drie stappen, elk geassocieerd met een overeenkomstige ionisatie-evenwichtsconstante:
Water dient als een uitstekend oplosmiddel voor anorganische verbindingen; ionen worden sterk aangetrokken door watermoleculen en worden daardoor gestabiliseerd. Het H+-ion in een zuur is in wezen een 'naakt' proton-met een diameter van slechts 10⁻³ picometer-dat sterk bindt met watermoleculen om het hydroniumion te vormen, H₃O+. Kristallijn gehydrateerd perchloorzuur (HClO₄·H₂O) is in werkelijkheid bijvoorbeeld samengesteld uit H₃O+ en ClO₄⁻-ionen; in een waterige oplossing associeert het H₃O+-ion zich verder met drie extra watermoleculen. Conventioneel wordt het symbool H+ gebruikt om het waterstofion in waterige oplossingen weer te geven. Algemene eigenschappen van zuren:
(1) Reacties met zuur-base-indicatoren:
Paarse lakmoesoplossing wordt rood in aanwezigheid van een zuur; kleurloze fenolftaleïne-oplossing blijft kleurloos in aanwezigheid van een zuur.
(2) Verdringingsreacties met actieve metalen (metalen die reactiever zijn dan waterstof in de metaalactiviteitsreeks):
Zuur + Metaal → Zout + Waterstofgas
Voorbeeld: 2HCl + Fe → FeCl₂ + H₂↑
(3) Reacties met basische oxiden:
Zuur + basisch oxide → Zout + water
3H₂SO₄ + Fe₂O₃ → Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O
(4) Reacties met bepaalde zouten:
Zuur + zout → Nieuw zuur + nieuw zout
H₂SO₄ + BaCl₂ → 2HCl + BaSO₄↓
(5) Neutralisatiereacties met basen:
Zuur + Base → Zout + Water
2HCl + Ba(OH)₂ → BaCl₂ + 2H₂O
In reacties zoals beschreven in (3), (4) en (5) hierboven wisselen twee verbindingen hun samenstellende delen uit om twee nieuwe verbindingen te vormen; dit type reactie staat bekend als een dubbele verplaatsingsreactie.
Dubbele verdringingsreacties zijn onderworpen aan specifieke vereisten: de reactanten moeten oplosbaar zijn in water (als het om een zuur gaat, is het voldoende dat alleen het zuur oplosbaar is in water), en de gevormde producten moeten een gas, een neerslag of water bevatten (de aanwezigheid van een van deze is voldoende).
Let op: Als koolzuur (H₂CO₃) wordt gevormd, moet dit worden geschreven als H₂O + CO₂↑.
Bijvoorbeeld: Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂↑ (hier wordt een gas geproduceerd-en ook water).
BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl (BaSO₄ is hier een neerslag dat onoplosbaar is in water).
NaCl kan reageren met zwavelzuur omdat het geproduceerde HCl als gas ontsnapt, waardoor de reactie continu in voorwaartse richting wordt gedreven; deze reactie kan in het laboratorium worden gebruikt om HCl-gas te bereiden.
