Det er konsentrasjonen av hydrogenioner i løsningen som avgjør hvilken pH den får. pH-skalaen er omvendt relatert til konsentrasjonen. Det vil si at lav pH (sure løsninger) har høy konsentrasjon av hydrogenioner, mens høy pH (basiske løsninger) har lav konsentrasjon av hydrogenioner. En nøytral løsning har en pH mellom sur og basisk.

Hydrogenionet, H⁺, eksisterer egentlig ikke fritt i løsningen, men er bundet til løsemiddelets molekyler. Dersom løsemiddelet er vann, vil derfor et hydrogenion i vannet være bundet til et vannmolekyl, og sammen med dette danne det oksoniumion, H₃O⁺.

Siden et hydrogenatom kun har ett elektron, vil hydrogenionet bestå av bare atomkjernen, altså et proton. Det er derfor også vanlig å bruke betegnelsen protoner om hydrogenioner.

pH i en løsning kan endres på flere måter. Dersom man ønsker å senke pH-en, altså øke konsentrasjonen av protoner, kan en tilsette en syre. Syrer er forbindelser som frigir protoner når de løses i et løsemiddel. Disse protonene binder seg da til løsemiddelets molekyler.

Dersom en ønsker å heve pH-en, kan man tilsette en base. Temperaturendringer vil også føre til endringer i pH.

Noen løsemidler inneholder hydrogen bundet til et elektronegativt grunnstoff. Et eksempel på et slikt løsemiddel er vann, der hydrogenatomet er bundet til oksygen. Slike løsemidler kalles protiske. Protiske løsemidler har den egenskapen at protoner kan overføres mellom molekylene i selve løsemiddelet. For vann kan denne reaksjonen skrives slik:

\[\ce{H2O(l) + H2O(l) <=> OH^{-}(aq) + H3O+(aq)}\]

Reaksjonen kalles vannets egendissosiasjon, og det dannes altså oksoniumioner, H₃O⁺, i løsningen sammen med hydroksidionet, OH^-.

En vandig løsning defineres som nøytral når konsentrasjonene av hydroksidioner og oksoniumioner er de samme. I rent vann ved 25 °C er konsentrasjonen av oksonium- og hydroksylioner begge lik \(10^{-7}\) mol per liter (0,1 mikromol per liter) vann.

Tilsvarende selvdissosiasjon vil foregå også i andre protiske løsemidler, og generelt skriver en reaksjonen som

\[\ce{2HLy <=> H2Ly+ + Ly-}\]

der altså HLy svarer til H₂O, H₂Ly⁺ («lyonium») til H₃O⁺ og Ly^- («lyonat») til OH^- når løsemiddelet er vann. Dersom løsemiddelet er ammoniakk (NH₃) dannes tilsvarende ammoniumionet NH₄⁺ og ammonationet NH₂^-.

I hvilken grad denne selvdissoiasjonen foregår vil variere fra løsemiddel til løsemiddel og avhenger av likevektskonstanten for reaksjonen.

Kvantitativt er pH tilnærmet gitt ved

\[pH \approx -\log \left[\ce{H3O+}\right]\]

i vann, der [H₃O⁺] er tallverdien til konsentrasjonen til oksoniumionnet når denne er oppgitt i mol per liter. Tilnærmingen er bare nøyaktig for fortynnede løsninger. I mer konsentrerte løsninger må oksoniumionekonsentrasjonen i ligningen erstattes av aktiviteten til oksoniumionet for mer presise beregninger.

pH defineres tilsvarende for andre løsemidler.

For rent vann ved 25 °C gir altså ligningen ovenfor pH = 7. Imidlertid øker egendissosiasjonsgraden for vann med økende temperatur, og rent vann ved temperaturer høyere enn 25 °C vil ha pH lavere enn 7. Omvendt vil lavere temperatur enn 25 °C gi rent vann en pH høyere enn 7.

Andre løsemidler vil være nøytrale ved andre verdier for pH. Som for vann begrenses som regel skalaen til området mellom null og to ganger pH ved nøytralitet, det såkalte normalområdet.

Måling av pH kan foretas ved hjelp av pH-følsomme indikatorer eller mer nøyaktig med elektroder.

Indikatorer skifter farge etter løsningens pH, og kan for eksempel tilsettes på et papir («indikatorpapir» eller «pH-papir»). Papiret kan da fuktes med løsningen en vil måle pH for, og fargen papiret får kan sammenlignes med en fargeskala som gir sammenhengen mellom pH og farge.

Et eksempel på en pH-følsom elektrode er glasselektroden, der pH måles som et elektrisk potensial mellom glasselektroden og en referanseelektrode. Slike elektroder kalibreres ved å måle potensialet i løsninger med kjent pH, vanligvis bufferløsninger.

Det finnes også en rekke andre typer målemetoder, blant annet optiske, for å finne pH i en løsning.

pH er en svært viktig parameter i en rekke industrielle prosesser, og måling og kontroll av pH gjøres rutingemessig i farmasøytisk industri, i produksjon av mat og drikke og i kjemisk og hydrometallurgisk industri.

Målingene kan foretas enten ved å ta ut prøver fra prosessen og analysere disse ved prosesslinjen eller i et separat laboratorium, eller instrumenter for måling av pH, såkalte sensorer, kan plasseres direkte i prosessen for kontinuerlig overvåkning. Kontinuerlig overvåkning er en forutsetning dersom en ønsker automatisk justering av pH innenfor de grensene som den foreliggende prosessen krever. For eksempel er kontroll av pH viktig ved framstilling av meieriprodukter basert på bakteriekulturer, som for eksempel yoghurt og rømme. Ved omdannelse av stivelse til sukker ved ølbrygging benyttes målinger av pH for å overvåke gjæringsprosessen.

Det foreligger en rekke industristandarder for måling av pH i de forskjellige anvendelsene.

Siden pH i vann i elver, innsjøer og i havet i stor grad påvirkes av menneskelig aktivitet, er overvåkning av pH sentralt for å opprettholde eller tilbakeføre pH i et vandig miljø til verdier som er forenlige med dyre- og planteliv. Kalking av innsjøer og elver kan benyttes for å øke pH dersom disse er utsatt for forsuring.

Måling av pH kan også benyttes indirekte til å måle konsentrasjoner av ammoniakk og CO₂, siden disse forbindelsene vil endre pH når de løses i vann. Slike sensorer er imidlertid ikke spesifikke, og vil gi utslag ved enhver endring i pH enten den nå skyldes ammoniakk, karbondioksid eller andre kilder til pH-endringen.

• syre – kjemi
• base – kjemi
• hydrogenioner
• protolyse
• massevirkningsloven
• glasselektroden
• kalking
• kalking av vassdrag

• Bates-Guggenheimkonvensjonen
• IUPAC-definisjon

• Bates, Roger G. (1973). Determination of pH: theory and practice. Wiley.
• Galster, Helmuth (1991). pH Measurement: fundamentals, methods, applications, instrumentation. VCH
• Beard, Alexandra; Joseph, Delina; Schmidt, Sebastian & Galster, Helmuth (2023). pH Measurement and Control. Ullmann’s Ecyclopedia of Industrial Chemistry, 1 – 39.
• Mussini, T. & Mazza, F. (1986). Comparison of Different pH Scales, Discussion Contribution i Heitz, E.; Rowlands, J. C. & Mansfeld, F. (red.). Electrochemical Corrosion Testing with Special Consideration of Practical Applications. DECHEMA Monographien, 101:79 – 82.