Всички киселини имат общи свойства - кисел вкус, реагират с редица метали, също с карбонати, променят синия лакмус в червен и прочие. И се определят като електролити-хидроокиси, които при електролитната дисоциация дават водородни катиони и никакви други катиони. Последното прецизиране е необходимо, защото в противен случай бихме включили в киселините и киселите соли например KHSO4, който наред с H+ дава още K+. Според стойността на α се делят на силни киселини - HClO4.HCl, HNO3 и други, средни - H3PO4, H2SO4 и други, и слаби - HCN, H2CO3, H2S и други. Основите пък, въз основа на общите им свойтва, се определят като електролити-хидроокиси, които при електролитната си дисоциация дават хидроксилни аниони и никакви други аниони. Иначе бихме включили в тях основните соли например BaOHCl, който наред с OH- дава и Ba2+. И тука съществуват силни основи - KOH, NaOH, CsOH и други, и слаби основи - NH4OH и други.
Общата формула на хидроокиса е ROH. Кой тип дисоциация ще бъде застъпен, дали киселинният ROH⇔H++RO- или основният ROH⇔ R++OH-, зависи от това къде е йонната и полярната връзка. Една и съща полярна връзка между два атома може да бъде различно полярна в зависимост от поляризиращото действие на останалите атоми в съединението. Например полярната връзка H-O в ROH, доколкото тя ще бъде приближена или отдалечена от йонната, зависи от химичния характер на R. Ако R е неметал, връзката R-O е по-малко полярна, отколкото връзката H-O, която е преминала в йонна и такъв хидроокис ще се дисоциира като киселина и обратно, ако R е метал, връзката R-O е много по-полярна отколкото връзката H-O, дори отива до йонната, при което ROH ще се дисоциира като основа. Ако ли R не се отличава много от водорода, тогава двете връзки H-O и R-O не ще се отличават много в своя характер и хидроокисът ще се дисоциира както по киселинния, така и по основния тип. Това са амфотерните хидроокиси
OH-+R+⇔ROH⇔RO-+H+.
Такива са Zn(OH)2, Al(OH)3 и други, които реагират и с киселини с основи - Zn(OH)2 + 2HCl=ZnCL2+2H2O; H2ZnO2+2KOH=K2ZnO2+2H2O. Рязка граница между амфотерни и неамфотерни хидроокиси не може да се постави, от което следва, че понятията киселина и основа не трябва да се разбират в абсолютния смисъл на думата.
Излизайки от фактите, NH4Cl и други във воден разтвор са соли, а в течността амоняк се отнасят като киселини. HNO3 в течен флуороводород е основа, а във вода е киселина и други, подтикнаха Брьонщед и Лаури (1923) да разширят понятията киселина и основа. За киселина те определиха вещества, които отдават протони -HCl+H2O⇔H3O++Cl-, а като основа, които приемат протони -NH3+H2O⇔NH4+OH-. Киселините са протонодонори, а основите са протоноакцептори. Съотношението между основата и киселината следователно е основа + протон=киселина. Тази теория, известна като протолическа теория, не противоречи на класическите определения за киселина и основа. Тя има по-широк обхват, тъй като включва и неводните разтворители.
При солите може да се говори за общи свойства на групи от соли. Всички хлориди дават с Ag+ утайка от AgCl, всички сулфати дават с Ba2+ утайка от BaSO4 и прочие. При електролитната си дисоциация солите дават метални катиони (или групи NH4+ и прочие) и киселинни остатъци - аниони и наред с тях в редица случаи още водородни катиони или хидроксилни аниони, за да се включат в дефиницията освен нормалните още киселините и основните соли. В зависимост от стойността а α солите се групират в няколко групи - K+A-(KCl, NaI и други) - около 86% K2+A2- (BaCl2, CaI2 и други) (и K2+A2-(K2SO4, Na2SeO4 и други)) - около 72% K2+A2-(CuSO4, FeSeO4 и други) - около 45%. Някои соли HgCl2, Hg(CN)2 и други имат стойност за α стотици и повече пъти по-малка от стойността на съответния тип соли. Основната причина е деформацията на йоните, при което йонната връзка преминава в полярна с много малък поляритет, която е недисоциируема. Многоосновните киселини и многокиселинните основи, както и техните соли търпят така нареченната степеена електролитна дисоциация -
H3PO4 ⇔H++H2PO4-; H2PO4-⇔H++HPO42-; HPO42--⇔H++PO43-;
Ba(OH)2⇔BaOH++OH-; BaOH+⇔Ba2++OH- и прочие.
