pH值是氢离子活度的负对数，定义为pH = -log₁₀[H⁺]，由Sørensen于1909年提出；其变化1单位对应[H⁺]10倍变化，无量纲但受温度和离子强度影响。
pH值是溶液中氢离子活度的负对数，数学表达为pH = -log₁₀[H⁺]，其中[H⁺]代表氢离子浓度（单位：mol/L）。该定义由丹麦生物化学家Søren Sørensen于1909年提出，用于简化极小浓度值的表述。
1、氢离子浓度每变化10倍，pH值相应变化1个单位。
2、pH值并非直接测量量，而是通过电极响应或比色反应间接推算得出。
3、严格意义上，pH值无量纲，但其数值依赖于温度与离子强度；标准测定通常在25℃下进行。
常规水溶液的pH标度被划分为0至14的连续区间，该范围覆盖绝大多数自然与人工体系的酸碱状态，但并非绝对边界——超酸（如氟锑酸，pH ≈ -25）与超碱（如熔融NaOH，pH > 15）在特殊条件下亦存在。
1、pH ：溶液呈酸性，[H⁺] > 10⁻⁷ mol/L。例如：胃液（pH 0.9–1.5）、柠檬汁（pH 2.0–2.6）、黑醋（pH 2.4–3.4）。
2、pH = 7：溶液呈中性，[H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ mol/L（25℃纯水）。例如：蒸馏水（经严格脱气与CO₂隔离后）、缓冲校准液pH 7.00。
3、pH > 7：溶液呈碱性，[H⁺]
生物系统对pH高度敏感，微小偏移即可影响酶构象与膜电位，因此各生理腔室维持特定pH稳态。
1、动脉血：正常范围为7.35–7.45，属弱碱性；低于7.35为酸中毒，高于7.45为碱中毒。
2、胃液：空腹时pH约为1.0–2.0，进食后短暂升至3–5，强酸环境保障蛋白酶活性并抑制病原体。
3、皮肤表面：健康东方人角质层pH为4.5–6.5，弱酸性环境支持屏障功能与菌群平衡。
4、尿液：动态波动于4.5–8.0之间，受膳食（高蛋白饮食促酸化）、肾功能及药物显著影响。
pH值偏离中性并非仅因加入“酸”或“碱”，而取决于溶液中H⁺与OH⁻的相对活度平衡。水的自耦电离常数K_w = [H⁺][OH⁻] = 1.0×10⁻¹⁴（25℃），故任何水相体系必满足此约束。
1、向水中加入HCl，[H⁺]升高，[OH⁻]被动压低至10⁻¹³ mol/L以下，pH下降。
2、向水中加入NaOH，[OH⁻]升高，[H⁺]被动压低至10⁻¹³ mol/L以下，pH上升。
3、缓冲溶液（如磷酸盐、碳酸氢盐）可抵抗外源H⁺或OH⁻冲击，使pH变化幅度显著减小。
公众常将pH值简单等同于“酸味”或“腐蚀性”，实则二者无直接对应关系；pH描述热力学倾向，而感官或腐蚀表现还取决于阴离子种类、总浓度及氧化还原能力。
1、pH 3的醋酸溶液刺激性弱于pH 1的盐 酸，因醋酸为弱电解质，实际[H⁺]释放缓慢且部分以分子态存在。
2、pH 12的氨水碱性弱于pH 12的氢氧化钠溶液，因NH₃为弱碱，其OH⁻主要来自NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻平衡，总碱储量较低。
3、强酸弱碱盐（如AlCl₃）水溶液呈酸性，强碱弱酸盐（如Na₂CO₃）水溶液呈碱性，体现盐类水解对pH的调控作用。
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