Legegyszerűbben annyit mondhatunk, hogy az erősebb sav könnyebben ad le protont, mint a gyengébb, az erősebb bázis pedig könnyebben veszi fel, mint a gyengébb. Ezzel az egyszerű meghatározással is sok jelenséget megmagyarázhatunk.

Az egymást kiegészítő sav-bázis párok képződése alapján kimondhatjuk, hogy egy erős savból képződő bázis biztosan gyenge, hiszen az erős sav könnyen adja le a protonját, és ekkor a belőle képződő részecske (bázis) nem szívesen veszi fel azt. A köznapi értelemben erős savként ismert HCl, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄ protonvesztésekor képződő anionra ez jellemző:

Azok a vegyületek, amelyeket gyenge savként ismerünk, még híg vizes oldatban sem disszociálnak teljes mértékben. Ilyenek a szervetlen vegyületek közül a kisebb oxigéntartalmú oxosavak: például a salétromossav (HNO₂), a kénessav (H₂SO₃), a klórossav (HClO₂) vagy a hipoklórossav (HOCl). Ezen kívül gyenge sav a szénsav (H₂CO₃) és a kén-hidrogén (H₂S) is. A szerves vegyületek között is ismerünk gyenge savakat, például: fenolok, karbonsavak. Ezek közé tartozik az ecetsav, amelynek képlete CH₃-COOH, és amelynek csak az oxigénhez kapcsolódó hidrogén szakadhat le:

Azerőssavakés erősbázisokoldatban teljesmértékbendisszociálnak,protonleadásuk,illetve felvételükegyirányúfolyamatnaktekinthető.Agyengesavakésbázisok disszociációja (protolízise)méghígvizes oldatbansem100%-os.

A savak erősségének mértékét a folyamat egyensúlyi állandójával adhatjuk meg. A HA általános képlettel felírható egyértékű savak disszociációjára felírható a következő összefüggés (Arrhenius elmélete alapján):

ahol a szögletes zárójeles képletek a megfelelő molekulák, ionok egyensúlyikoncentrációit jelentik, K_d pedig az ún. savi
disszociációállandó, amely megegyezik a Bronsted-féle elmélet alapján felírt K_s savállandóval:

A bázisok erősségét jellemző egyensúlyi állandó hasonlóképpen vezethető le. Az ammónia gyenge bázis, mivel híg vizes oldatában sem disszociál teljes mértékben. Az ammónia bázisállandója:

a bázisállandó számértéke pedig:K_b(25 °C) = 1,8 • 10⁵.