Skābes parasti ir kodīgas. Ūdens šķīdumos vājās skābes pastāv jonizācijas līdzsvarā, kas aprakstīts šādi:
[HA], [H+] un [A-] apzīmē attiecīgi HA, H+ un A- molārās koncentrācijas, savukārt *K* ir vājās skābes HA jonizācijas līdzsvara konstante. Piemēram, 298 K temperatūrā etiķskābes jonizācijas konstante ir 1,8 × 10⁻⁵, bet fluorūdeņražskābes jonizācijas konstante ir 7,2 × 10⁻⁴. Jonizācijas līdzsvara konstante mainās tikai nedaudz, mainoties vājā elektrolīta koncentrācijai un temperatūrai.
Noteiktā temperatūrā vājas skābes jonizācijas pakāpe palielinās, jo šķīdums kļūst atšķaidīts; piemēram, etiķskābes jonizācijas pakāpes koncentrācijās 0,10 M, 1,0 × 10⁻³ M un 1,0 × 10⁻⁴ M ir attiecīgi 1,34%, 13,4% un 42%, sasniedzot pilnīgu jonizāciju bezgalīgas atšķaidīšanas apstākļos.
Poliprotisko vājo skābju jonizācija notiek pakāpeniski. Piemēram, fosforskābe jonizējas trīs posmos, no kuriem katrs ir saistīts ar atbilstošu jonizācijas līdzsvara konstanti:
Ūdens kalpo kā lielisks neorganisko savienojumu šķīdinātājs; joni tiek spēcīgi piesaistīti ūdens molekulām un tādējādi tiek stabilizēti. Skābē esošais H+ jons būtībā ir "kails" protons-, kura diametrs ir tikai 10⁻3 pikometri-, kas spēcīgi saistās ar ūdens molekulām, veidojot hidronija jonu H₃O+. Piemēram, kristāliskā hidrāta perhlorskābe (HCl) sastāv no O₂O₄. H3O+ un ClO⁻ joni; ūdens šķīdumā H₃O+ jons tālāk asociējas ar trīs papildu ūdens molekulām. Parasti simbolu H+ izmanto, lai apzīmētu ūdeņraža jonu ūdens šķīdumos. Skābju vispārīgās īpašības:
(1) Reakcijas ar skābes{1}}bāzes indikatoriem:
Violeta lakmusa šķīdums skābes klātbūtnē kļūst sarkans; bezkrāsains fenolftaleīna šķīdums skābes klātbūtnē paliek bezkrāsains.
(2) Izvietošanas reakcijas ar aktīviem metāliem (metāli, kas ir reaktīvāki par ūdeņradi metālu aktivitāšu sērijā):
Skābe + metāls → Sāls + ūdeņraža gāze
Piemērs: 2HCl + Fe → FeCl₂ + H₂↑
(3) Reakcijas ar bāzes oksīdiem:
Skābe + Bāzes oksīds → Sāls + Ūdens
3H₂SO4 + Fe₂O3 → Fe₂(SO4)₃ + 3H₂O
(4) Reakcijas ar noteiktiem sāļiem:
Skābe + sāls → Jaunā skābe + jauna sāls
H2SO4 + BaCl2 → 2HCl + BaSO₄↓
(5) Neitralizācijas reakcijas ar bāzēm:
Skābe + Bāze → Sāls + Ūdens
2HCl + Ba(OH)₂ → BaCl₂ + 2H₂O
Reakcijās, piemēram, tajās, kas aprakstītas (3), (4) un (5) iepriekš, divi savienojumi apmaina savas sastāvdaļas, veidojot divus jaunus savienojumus; šāda veida reakcija ir pazīstama kā dubultās pārvietošanas reakcija.
Divkāršās pārvietošanas reakcijām ir noteiktas īpašas prasības: reaģentiem jābūt šķīstošiem ūdenī (ja ir iesaistīta skābe, pietiek ar to, ka ūdenī šķīst tikai skābe), un veidotajos produktos jāietver vai nu gāze, nogulsnes vai ūdens (pietiek ar jebkura no tām klātbūtni).
Piezīme: ja veidojas ogļskābe (H₂CO₃), tā jāraksta kā H2O + CO₂↑.
Piemēram: Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂↑ (šeit tiek ražota gāze- un arī ūdens).
BaCl2 + Na2SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl (šeit BaSO₄ ir nogulsnes, kas nešķīst ūdenī).
NaCl var reaģēt ar sērskābi, jo iegūtais HCl izplūst kā gāze, tādējādi nepārtraukti virzot reakciju uz priekšu; šo reakciju var izmantot laboratorijā, lai sagatavotu HCl gāzi.
