Il simbolo pH si usa in chimica per indicare la maggiore o minore acidità delle soluzioni acquose.    

Il pH fu ideato dal chimico danese Søren P. L. Sørensen  nel 1909, il quale stava affrontando alcuni problemi relativi al processo di fermentazione della birra. Questo processo richiede un controllo molto accurato dell'acidità dei mosti, la quale, a quel tempo, veniva espressa attraverso la concentrazione degli ioni H⁺ presenti in soluzione. Questi ioni, normalmente, sono in quantità molto piccola e vengono indicati, usando le parentesi quadre per simboleggiare le concentrazioni molari, attraverso espressioni del tipo:                 

[H⁺] = 10^-5 mol/L 

il che significa che in un litro di acqua vi è un centomillesimo di mole di ioni H⁺. La mole è una grandezza molto usata in chimica e corrisponde a circa seicentomila miliardi di miliardi di particelle, numero che corrisponde a quello di Avogadro (6,022·10²³).

Sørensen si rese immediatamente conto che i calcoli si sarebbero di molto semplificati facendo riferimento al solo esponente del valore della concentrazione, anziché a tutto il numero. Propose quindi di chiamare questo esponente pH,  dove p sta per potenza cioè esponente del 10, (dal latino pondus) e H sta per idrogeno, o meglio, per ione idrogeno, (dal latino Hydrogenii). 

Oggi, il pH viene definito come l'opposto del logaritmo, in base 10, della concentrazione molare degli ioni idrogeno. Pertanto: 

pH = - Log [H⁺]

La concentrazione suddetta permette di definire il grado di acidità o basicità della soluzione e  può assumere valori appartenenti all’intervallo [10^-1, 10^-14] che copre ben 14 ordini di grandezza. Più precisamente, una soluzione si dice acida se la concentrazione assume valori nell'intervallo [10^-1, 10^-6], neutra se assume valore 10^-7 e basica se assume valori nell'intervallo [10^-8, 10^-14].

Anziché  esprimere direttamente il valore della concentrazione, si è preferito definire una nuova grandezza, indicata dal simbolo “pH” e definita dalla relazione

pH = -log[H⁺]

Ne segue che il pH della maggior parte delle soluzioni che si incontrano in pratica è compreso, per quanto già detto circa la concentrazione degli ioni idrogeno, tra 1 e 14.

Discende, inoltre, dalla definizione che quanto più basso è il pH tanto più acida è la soluzione. Per esempio, una soluzione a pH = 1 ha una concentrazione di ioni idrogeno H⁺ 100 volte superiore rispetto ad una soluzione a pH = 3.

Siccome spesso interessa pure la concentrazione degli ioni ossidrile [OH^-] si pone

pOH = -log[OH^-]

Siccome, dalle leggi dell’equilibrio chimico, si sa che il prodotto delle due concentrazioni rimane costante e pari al valore:

[H+] × [OH-] = 1,0 · 10^-14,

possiamo calcolare il logaritmo di entrambi i membri e trovare

log{[H⁺] × [OH^-]} = -14

dalla quale discende la relazione

 log[H⁺] + log[OH^-] = -14.

Moltiplicando per -1 e a seguito delle definizioni di pH e pOH risulta

pH + pOH = 14.

La seguente tabella evidenzia la corrispondenza tra i valori delle concentrazioni molari [H⁺],  il pH e il pOH.

È interessante notare il passaggio dalla progressione geometrica di ragione 10^-1, evidente nella prima colonna, a quella aritmetica di ragione 1, nella seconda colonna: il logaritmo, infatti, trasforma processi geometrici in processi aritmetici.

Il grafico sottostante mette in evidenza il legame lineare tra il pH e il pOH:

La conoscenza del pH riveste grande importanza sia teorica sia pratica perché consente di spiegare numerose reazioni e perché dalla concentrazione idrogenionica delle soluzioni dipende la vita stessa degli organismi viventi. Ogni processo biologico e molte trasformazioni chimiche subiscono infatti profonde alterazioni per variazioni anche minime della concentrazione idrogenionica del mezzo in cui enzimi o altre sostanze devono operare. Le soluzioni acquose, in particolare, hanno bisogno di un costante controllo del pH in quanto tali soluzioni rappresentano un costituente essenziale degli organismi viventi.