ஒரு வலிய அமிலம் (strong acid) நீரில் முழுமையாக அயனாகின்றது; அதன் இணை காரம் (conjugate base) புரோத்தனை மீண்டும் ஏற்கும் ஆற்றல் மிகக் குறைந்ததாக இருக்கும். ஒரு மென் அமிலம் (weak acid) பகுதியளவே அயனாகி ஒரு சமநிலையை ஏற்படுத்துகின்றது; அதன் இணை காரம் ஒப்பீட்டளவில் வலிய காரமாக இருக்கும். ஓர் அமிலம் ஒரு புரோத்தனை இழந்தபின் மிஞ்சும் இனமே அதன் இணை காரம்; ஒரு காரம் புரோத்தனை ஏற்றபின் கிடைப்பது அதன் இணை அமிலம். ஒரே ஒரு H⁺ ஆல் மட்டும் வேறுபடும் இந்த ஜோடியே இணை அமில-காரச் சோடி (conjugate acid–base pair) எனப்படுகின்றது.
Arrhenius கொள்கை (1880கள்) மிகப் பழமையானதும் மிகக் குறுகியதுமான வரையறையாகும்: நீரில் கரையும்போது H⁺ அயனை விடுவிப்பது அமிலம்; OH⁻ அயனை விடுவிப்பது காரம். இக்கொள்கை நீர்க்கரைசலுக்கு மட்டுமே பொருந்துகின்றது; அமோனியா போன்ற காரங்களை இது விளக்க முடியாது.
1923 இல் புரொன்ஸ்ட்டெட்-லௌரிக் கொள்கை (Brønsted–Lowry theory) இதைவிடப் பரந்த வரையறையை வழங்கியது: அமிலம் என்பது புரோத்தன் வழங்கி (proton donor); காரம் என்பது புரோத்தன் ஏற்பி (proton acceptor). இக்கொள்கைப்படி நீர் இல்லாமலேயே அமில-கார தாக்கத்தை விளக்க முடியும் — HCl(aq)+H₂O(l)→H₃O⁺(aq)+Cl⁻(aq) இல் HCl அமிலமாகவும் H₂O காரமாகவும் தொழிற்படுகின்றன. நீர் ஒரு புரோத்தனை வழங்கவும் ஏற்கவும் கூடியதாக இருப்பதால் ஓர் உபயப்புரோத்தனிய (amphiprotic) பதார்த்தம்; HCO₃⁻, HSO₄⁻ போன்றனவும் இதே தன்மையுடையவை.
Lewis கொள்கை மிகப் பரந்த வரையறையாகும்: அமிலம் என்பது ஓர் இலத்திரன் சோடியை ஏற்பது (electron-pair acceptor); காரம் என்பது ஓர் இலத்திரன் சோடியை வழங்குவது (electron-pair donor). இக்கொள்கையின்படி புரோத்தனே இல்லாத தாக்கங்களையும் அமில-காரத் தாக்கமாகக் கருத முடிகின்றது — BCl₃ (அபூரண ஆக்டெற்று, இலத்திரன் ஏற்கக்கூடியது) ஒரு Lewis அமிலமாகவும், Cu²⁺ போன்ற தாண்டல் உலோக அயன்கள் இணையிகளிடமிருந்து இலத்திரன் சோடியை ஏற்று சிக்கல் அயன் உருவாக்குவதும் Lewis அமில-கார நடத்தையின் உதாரணங்களாகும்.
ஒரு உலோகம் அல்லது அல்லுலோகம் M ஒரு ஐதரொட்சைட்டு தொகுதியுடன் (M-O-H) இணைந்திருக்கும்போது, அது நீரில் அமிலமாக நடந்துகொள்ளுமா அல்லது காரமாக நடந்துகொள்ளுமா என்பதைத் தீர்மானிப்பது M-O பிணைப்புக்கும் O-H பிணைப்புக்கும் இடையிலான துருவமுனைவு ஒப்பீடு ஆகும். எந்தப் பிணைப்பு அதிகத் துருவமுனைவு பெற்று எளிதில் உடையுமோ, அந்தப் பிணைப்பே கரைசலில் பிரிகின்றது.
சோடியம் ஐதரொட்சைட்டில் (Na-O-H) Na-O பிணைப்பு அதிக அயனிக் தன்மை கொண்டதால் இலகுவாக உடைந்து Na⁺ ஐயும் OH⁻ ஐயும் தருகின்றது — எனவே NaOH ஒரு காரம். மறுபுறம், ஹைப்போகுளோரசு அமிலத்தில் (H-O-Cl) O-Cl பிணைப்பை விட H-O பிணைப்பு அதிகத் துருவமுனைவு பெறுவதால் (Cl இன் அதிக மின்னெதிர்த்தன்மை O வழியாக H-O பிணைப்பிலிருந்து இலத்திரன் அடர்த்தியை இழுப்பதால்) அதுவே பிரிந்து H⁺ ஐ விடுவிக்கின்றது; O-Cl பிணைப்பு ஒப்பீட்டளவில் உடையாமல் நிற்கின்றது — எனவே HOCl ஒரு அமிலம். பொதுவாக, மின்னெதிர்த்தன்மை குறைந்த, உலோகத்தன்மை கூடிய M ஒரு காரத்தையும்; மின்னெதிர்த்தன்மை கூடிய, அல்லுலோகத் தன்மை கொண்ட M ஒரு அமிலத்தையும் தருகின்றது.
ஒரே மைய அணுவின் வெவ்வேறு ஒட்சியேற்ற நிலைகளில் உள்ள ஒட்சியமிலங்களை ஒப்பிடும்போது, மைய அணுவின் ஒட்சியேற்ற எண் அதிகரிக்க அமில வலிமையும் அதிகரிக்கின்றது. இதற்குக் காரணம், அதிக ஒட்சியேற்ற நிலையில் அதிக எண்ணிக்கையிலான மின்னெதிர்த்தன்மையுடைய O அணுக்கள் O-H பிணைப்பிலிருந்து இலத்திரன் அடர்த்தியை இழுத்து, அப்பிணைப்பை மேலும் துருவமுனைவாக்கி இலகுவில் பிரியச் செய்வதாகும். நைதரசனின் இரு ஒட்சியமிலங்களே இதன் நேரடி உதாரணம்: நைதரசு அமிலம் (HNO₂, N இல் +3) ஒரு மென்னமிலம் மட்டுமே; நைத்திரிக் அமிலம் (HNO₃, N இல் +5) ஒரு வன்னமிலம். இதே போக்கு குளோரினின் ஒட்சியமிலங்களிலும் காணப்படும்: HOCl < HClO₂ < HClO₃ < HClO₄.
ஒரே ஒட்சியேற்ற நிலையில் மைய அணுவை மாற்றி ஒப்பிடும்போது, மின்னெதிர்த்தன்மை அதிகரிக்க அமில வலிமையும் அதிகரிக்கின்றது — HOI < HOBr < HOCl. மைய அணுவின் மின்னெதிர்த்தன்மை கூடுதலாக இருக்கும்போது அது O-H பிணைப்பை மேலும் திறம்பட முனைவாக்குகின்றது.
சில அனயன்கள் நீரை விடவும் மிகவும் வலிமையான காரங்களாகச் செயற்படுகின்றன — H⁻, O²⁻, N³⁻ போன்றவை "சூப்பர்-காரங்கள்" (superbases) எனப்படும்; இவை நீருடன் தாக்கும்போது நீரை முழுமையாகப் பிளந்து புரோத்தனை ஏற்று, தலைகீழாக மாற்றமுடியாத தாக்கத்தைத் தருகின்றன. இதற்கு மாறாக Cl⁻, Br⁻, I⁻ போன்றவை வலிய அமிலங்களின் மிகவும் பலவீனமான இணைக் காரங்கள்; இவை நீருடன் புரோத்தன் பரிமாற்றத்தில் ஈடுபடுவதே இல்லை.
நீரில் HCl, HBr, HI மூன்றுமே முழுமையாக அயனாகி H₃O⁺ ஐ மட்டுமே தருவதால், நீரில் அளக்கும்போது இவை மூன்றும் சமமான வலிமை உடையனவாகத் தோன்றுகின்றன — இந்நிகழ்வு Levelling Effect எனப்படுகின்றது; நீர் தானே ஏற்கக்கூடிய வலிமையான புரோத்தன் ஏற்பியாக இருப்பதால், அதைவிட வலிய எந்த அமிலமும் நீரில் "H₃O⁺ அளவுக்கே" சமன்படுத்தப்படுகின்றது. ஆனால் HF மட்டும் விதிவிலக்கு — H-F பிணைப்பு அசாதாரணமாக வலிமையானது என்பதுடன், HF மூலக்கூறுகளுக்கிடையே ஐதரசன் பிணைப்பும் கூடுதலாக அமைவதால் HF நீரில் ஒரு மென்னமிலமாகவே எஞ்சுகின்றது.