Pondus Hydrogeniumen (“hidrogenoaren pisua”) laburdura da, eta hidrogeno-ioien (H+) edo hidronio ioien (H3O+) kopuruaren adierazle bat. Izan ere, unitaterik gabeko magnitude hau protoien aktibitatearen logaritmo negatibo modura definitu zuen 1909an S.P.L. Sorensen kimikari danimarkarrak. Dena den, disoluzio oso diluituetan, non aktibitateak eta kontzentrazioak parekoak diren, protoien aktibitatearen ordez, kontzentrazio molarra (mol/l edo M) erabil daiteke. Hori dela eta, pH-a ekuazio honen bidez defini daiteke:

$\text{pH}=-\text{log}\left[H^{+}\right]$

Kontzentrazio baxuko disoluzioetan protoien kontzentrazioa adierazteko zenbaki luzeegiak erabili behar direlako erabiltzen da logaritmo hamartarra. Honela, adibidez, [H+] = 1 × 10–7 M (0,0000001) denean, pH = 7 dela esan daiteke, $\text{pH}=-\text{log}\left[{\text{10}}^{-7}\right]$ = 7 baita. Beraz, “p” hori –log[...]-ren laburdura da.

pH-aren balioaren arabera, disoluzio baten azidotasuna edo basikotasuna ondorioztatzen da. Izan ere, disoluzio urtsuetan eta azido-base erreakzioen ezaugarriak kontuan izanik, uraren autoprotolisia eta hari dagokion konstantea (Kw) honelaxe adieraz daitezke:

${\text{2 H}}_{2}O\iff H_3{O}^{+}+{\text{OH}}^{-}$ $K_w=\frac{\left\{H_3{O}^{+}\right\}\cdot \left\{{\text{OH}}^{-}\right\}}{\left\{H_{2}O\right\}}={\text{10}}^{-\text{14}}$

non bi sistema protolitikoren azido-base erreakzioak bateratzen diren: H2 O/OH- eta H3 O+ /H2 O. Uraren aktibitatea, disolbatzaile purua den neurrian, bat dela kontuan izanik eta aktibitatearen ordez kontzentrazioak erabiliz gero, [H+ ] eta [OH- ] berdintzen direnean disoluzioa neutroa dela esaten da. Hau da,

$\left[H^{+}\right]=\left[{\text{OH}}^{-}\right]={\left[H^{+}\right]}^2={\text{10}}^{-\text{14}}$ ; $\left[H^{+}\right]=\sqrt{{\text{10}}^{-\text{14}}}={\text{10}}^{-7}$

eta, lehen ikusi bezala, horrek pH = 7 esan nahi du.

Protoien kontzentrazioa hidroxilo ioien kontzentrazioa baino handiagoa denean, hau da, pH-a 7 baino txikiagoa denean, disoluzioa azidoa da; aldiz, protoien kontzentrazioa hidroxilo ioiena baino txikiagoa denean, hau da, pH-a 7 baino handiagoa denean, disoluzioa basikoa da. Zenbait kasutan, pH-aren ordez, pOH-a ere erabiltzen da hidroxilo ioien (OH-) kontzentrazioa adierazteko. Uraren autoprotolisitik, hain zuzen ere, pH-aren eta pOH-aren arteko lotura egin daiteke:

$\text{log}{K}_w=\text{log}\left[H^{+}\right]+\text{log}\left[{\text{OH}}^{-}\right]$

$\text{pH}+\text{pOH}=\text{14}$

Presio eta tenperatura normaletatik kanpo eta, batez ere, disoluzio ez-urtsuetan, disolbatzailearen autoprotolisiaren konstanteak mugatuko ditu, besteak beste, pH-bitartearen zabalera, disoluzio neutroaren pH-aren balioa eta disoluzioaren azidotasuna eta basikotasuna.