
たとえば、ある水溶液で、[H+]が10倍になると、[OH-]は10分の1になる。
このイオン積の値が成り立つのは、水だけでなく、酸や塩基や他の中性の水溶液でも同様に、水素イオン


[
H
+

]

{\displaystyle \mathrm {[H^{+}]} }
と水酸化イオン


[
O
H
−

]

{\displaystyle \mathrm {[OH^{-}]} }
とのイオン積


[
H
+

]
[
O
H
−

]

{\displaystyle \mathrm {[H^{+}][OH^{-}]} }
は一定で、1.0×10-14 [mol2/l 2]が成り立つ。また、値の1.0×10-14 [mol2/l 2]は常温付近での値であり、温度がかわると少しだけ値が変わるが、常温付近ならば桁の10-14のところまでは変わらないので、実用上は一定値1.0×10-14 [mol2/l 2]と見なすことが多い。
この


[
H
+

]

{\displaystyle \mathrm {[H^{+}]} }
や


[
O
H
−

]

{\displaystyle \mathrm {[OH^{-}]} }
といったイオン濃度の概念を用いると、水溶液における酸性の定義や塩基性の定義を以下のように数値的に定義できる。
水溶液における酸性とは、水素イオン濃度


[
H
+

]

{\displaystyle \mathrm {[H^{+}]} }
が水酸化イオン


[
O
H
−

]

{\displaystyle \mathrm {[OH^{-}]} }
よりも大きい状態である。
同様に、水溶液の中性や塩基性も、イオン濃度で定義できる。
物質の中には、水溶液に接触させた時に、水溶液のpHの値によって色が変化するものがある。このような物質はpHを調べるのに用いることができるので、これらの物質のうちpHを調べる物質として実用化されている物質をpH指示薬(pH indicator)という。いわゆるリトマス試験紙もpH指示薬に含まれる。
pH指示薬は、その物質によって、色を変えるpHの範囲が限られている。たとえば、メチルオレンジはpH=3.1以下では赤色で、そこからpHが高くなると黄色味を増していき、pH=4.4では橙黄色である。pH=4.4より高いpHでは橙黄色のまま、ほとんど色が同じなので、このpHの範囲では指示薬として用いられない。
このように指示薬の色が変わるpHの範囲を変色域(へんしょくいき、transitional interval)という。
BTB溶液も、pH指示薬である。なお「BTB」とは「ブロモ チモール ブルー」の略である。BTB溶液の変色域は 6.0〜7.6である。(pH=6.0あたりからpH=7.6あたりまで、という意味。)
ファノールフタレインの変色域は 8.0 〜 9.8 である。
メチルオレンジの変色域は、 3.1 〜 4.4 である。
なお、リトマス試験紙のように、pH指示薬を試験用の紙に染み込ませて用いる事が多い。このようなpH指示薬を染み込ませてある紙をpH試験紙(pH indicator paper)という。
pHを正確に測定するには、電位差を測定する方法が用いられる。そのための測定機器としてpHメータがある。
中学卒業までに習ったように、酸と塩基が反応して、たがいの性質を打ち消しあうことを中和(ちゅうわ、neutralization)という。
これは、イオンの観点からみれば、酸から生じる H+ と、塩基から生じる OH- が結びついて H2O となる変化である。
たとえば、塩酸HClと水酸化ナトリウムNaOH水溶液の中和反応は、次のように表される。
また中和後の反応液を蒸発させると、塩化ナトリウムNaClの結晶が得られる。
NaClのように、中和反応で生じる酸の陰イオンと塩基の陽イオンとからなる化合物を塩(えん、salt)という。
中和反応は、次のようにまとめられる。
濃度不明の酸の濃度を測りたいときは、濃度が分かっている塩基で、中和反応に要した溶液の体積をもとに、酸の濃度を測定できる。
つまり、ある酸と塩基が、過不足なく中和しあうとき、
の公式が成り立つ。
さて、酸の溶液が、酸の価数がa価で、モル濃度c[mol/l]で、体積v[mL]とする。塩基の溶液が、価数はb価でモル濃度c'[mol/l]で体積v'[mL]とする。