Ur-disoluzioan hidronio ioiaren (H3O+) kontzentrazioa handitzen duen substantziari azido deritzo. Base, aldiz, hidronio ioiaren kontzentrazioa txikitzen duen espezieari deritzo; kontzentrazio-jaitsiera horrek, ezinbestez, hidroxilo ioien (OH-) kontzentrazioa handitzea dakar. H+ espeziea (protoia) molekula batetik beste batera transferitzeko prozesu kimikoa “protikoa” da, eta, izatez, hidronio ioia uraren (H2O) eta protoiaren arteko erreakzioan dago.

Azidoen eta baseen lehen definizioa Arrheniusena da, 1887koa, zeinak azidoa disoziatzean protoiak askatzen dituen substantzia gisa definitu zuen. Brønstedek eta Lowryk azidoak protoi-emaile gisa eta baseak protoi-hartzaile modura definitu zituzten 1923an, eta, hala, azido eta base konjugatuak definitzen dira: azidoak protoia eman ostean gelditzen den molekulari azido horren base konjugatu deritzo, zeina protoi bat hartuz, dagokion azido konjugatu bihurtzen den. Adibidez, uretan dagoen azido azetikoak protoi bat gal dezake, bere base konjugatua den azetatoa emateko, eta, modu berean, azetatoak protoi bat har dezake bere azido konjugatua den azido azetikoa emateko. Hala, azido azetikoak (HA) eta azetatoak (A-) azido-base bikotea eratzen dute.

$\text{HA}+H_{2}O\iff H_3{O}^{+}+A^{-}$

1923an, halaber, Lewisek beste era batera definitu zituen azidoak eta baseak. Definizio horren arabera, azidoak elektroi-bikote bat onartzeko gai diren substantziak dira, eta baseak, berriz, elektroi-bikotea emateko gai diren substantziak. Definizio hori zabalagoa da, bere baitan Brønsteden eta Lowryren teoria onartzen baitu, eta Fe3+ moduko ioi metalikoek duten portaera azidoa azaltzeko gai baita. Dakigun bezala, Fe3+-a duen disoluzioak azidoak dira, erreakzio honen arabera:

${\text{Fe}}^{3+}+2 H_{2}O\iff {\text{FeOH}}^{2+}+H_3{O}^{+}$

Ur-disoluzioetan dagoen azidotasuna neurtzeko, pH-a erabiltzen da, zeina honelaxe definituta baitago:

$\text{pH}=-\text{log}\left[H_3{O}^{+}\right]$

Urak, aldi berean, azido eta base modura joka dezake, autoprotolisi deritzon prozesu kimikoari jarraituz:

$H_{2}O+H_{2}O\iff H_3{O}^{+}+{\text{OH}}^{-}{K}_w=\left[H_3{O}^{+}\right]\cdot \left[{\text{OH}}^{-}\right]$

Erreakzio horren oreka uraren autoprotolisi-konstanteaz (Kw) definitzen da, zeina 25 °C-an 1,0 × 10-14 baita. Oreka horretan, uraren bi azido-base bikote daudela konturatu behar dugu, H3O+/H2 O eta H2O/OH- hain zuzen ere. Lehenengo bikotearen balioa erreferentzia gisa hartu da, eta bere balioa 1 dela onartu da. Bigarren bikotearen balioa, beraz, uraren autoprotolisiarena da, 1,0 × 10-14. Bi balio horien arteko azido-base bikote baten konstantea azido edo base ahul batena izango da, ura baino ahulagoak baitira, eta 1 baino handiagoak direnak edo 10-14 baino txikiagoak direnak, berriz, azido edo base sendoenak, hurrenez hurren.

Azido-base bikotearen sendotasuna neurtzeko, beraz, azido-base oreka neurtzen duen konstantea behar da, azidotasun-konstantea hain zuzen:

$\text{HA}+H_{2}O\iff H_3{O}^{+}+A^{-}{K}_a=\frac{\left[H_3{O}^{+}\right]\cdot \left[A^{-}\right]}{\left[\text{HA}\right]}$

Konstante horren balioaren arabera —gehienetan, -log Ka edo pKa moduan taulatuta daude—, azidoen eta baseen sendotasuna defini daiteke: azido sendoak (protoiak askatzeko erraztasuna duten azidoak) oreka-konstantearen balio altua izango du, eta azido ahulak (protoiak askatzeko zailtasuna duten azidoak), konstantearen balio baxua.

Azido sendoen artean, azido klorhidrikoa (HCl), azido perklorikoa (HClO4), azido nitrikoa (HNO3) eta azido sulfurikoa (H2SO4) ditugu, eta uretan guztiz disoziaturik aurkitzen ditugu. Aldiz, azido ahulek, azido fluorhidriko (HF, log Ka = –3,18) edo azido azetiko (HA, log Ka = –4,75) modukoek, pH-aren arabera disoziatzen dira.

Azkenik, azidoen eta baseen arteko erreakzioak neutralizazioak direla jakin behar da. Azidoak eta baseak sendoak badira eta erreakzionatutako kopuruak estekiometrikoki baliokideak badira, disoluzioaren pH-a neutroa da. Erreakzionatzen duten azidoen edo baseen artean bat ahula bada, ordea, lortutako disoluzioaren pH-a ez da neutroa, estekiometrikoki erreakzionatu arren.