V pozdní 1880 je, Svante Arrhenius navrhoval že kyseliny byly substance, které doručily iont vodíku k řešení. On také poukázal na to právo masové akce mohlo být aplikováno na iontové reakce, takový jako kyselina odloučit se do iontu vodíku a záporně nabitého anion. Tento nápad byl sledován Wilhelm Ostwald, kdo spočítal disociační konstanty (moderní symbol je K_a) mnoho slabých kyselin. Ostwald také ukázal, že hodnota konstanty je míra síly kyseliny. 1894, disociační konstanta vody (dnes nazvaný K_w) byl změřen k moderní hodnotě 1 × 10^-14. V 1904, H. Friedenthal doporučil to vodíková iontová koncentrace být používán charakterizovat řešení. On také poukázal na to alkalický (moderní slovo = základní) řešení mohla také být charakterizována tato cesta od hydroxyl koncentrace byla vždy (1 × 10^-14 / vodíková iontová koncentrace). Mnoho zvažovat toto být skutečný úvod pH měřítko.

PH měřítko bylo rychle přijímané biochemickou výzkumnou komunitou v jejich studiech facinating schopnosti žijících tkání k “vyrovnávací paměti” proti přílišné kyselosti nebo alkalinity. Velmi očekávaný k německé lékařské lékárně Leonor Michaelis (1875-1949), kdo vydal knihu na vodíkové iontové koncentraci v 1914, širší společenství lékáren konečně adoptovalo pH měřítko. Použití pH stal se dokonce rozšířenější v 1935 když Arnold Beckman (b. 1900) se vyvíjel a prodával jednoduchou přenosku přímý-číst pH-metr.

Dopisy pH být zkrátit pro”hydrogenii pondus” (přeložený jak potenciální vodíkový) význam síla vodíku jako kyselost je způsobena převahou iontů vodíku (H⁺). Dr. Sorensen byl připočítán jako zakladatel moderní pH pojetí.

V Sorensen ' s původní referát, pH je psán jako PH. Podle kompaktního Oxford anglického slovníku, moderní notace “pH” byl nejprve přijat v 1920 W. M. Clark (vynálezce Clark kyslíkové elektrody) pro typografickou výhodu. “p-funguje” také byli adoptovaní pro jiné koncentrace a koncentraci-příbuzná čísla. Například, “pCa = 5.0” znamená koncentraci vápníku ionty se rovnají k 10^-5 M, a pK_a = 4.0 znamená kyselou disociační konstantu se rovnat k 10^-4.

PH měřítko je míra kyseliny/síla základu. To je definováno na logaritmické váze používat molární koncentraci iontů hydronium v roztoku.

Autoionizes čisté vody k produkci se rovnají koncentracím hydronium a hydroxide ionty:

Jehož rovnováha dodržuje zákon masové akce ve formě K_w = [H₃O⁺] [Oh^-] = 1.0×10^-14 (u 25 ⁰C). Tato moderní forma rovnice pro autoionization vody uzná, že protony neexistují v roztoku ale místo toho být zavázán elektronovému osamocenému páru ve vodě: H⁺ + H₂O => H₃O⁺. Zastaralý termínový vodíkový iont a jeho koncentrace [H⁺] byli nahrazení “hydronium iontem” a [H₃O⁺] ale my pokračujeme k použití pH (a ne pH₃O). Od hydronium iontové koncentrace a hydroxide koncentrace iontu být stejný v čisté vodě, to znamená, že [H₃O⁺] = [Oh^-] = 1.0 10^-7. Pak pH čisté vody je pH = - žurnál (1.0 × 10^-7) = 7.00. V řešení zředěné kyseliny hydronium iontová koncentrace je vyšší; např., v micromolar hydrochloric kyselině, 10^-6 M HCl, hydronium iontová koncentrace je [H₃O⁺] = 10^-6 mol/L tak to pH = 6.00. To je, jeden krok nižší (vyšší) na pH měřítko reprezentuje 10 časů vyšší (nebo nižší) hydronium koncentraci iontu.

V podobné cestě k pH, koncentrace hydroxide iont je také vyjadřován na logaritmické negativní elektrické váze: pOH = - žurnál ([ Oh^-]). Další, od vody autoionization equlibrium souvisí [H₃O⁺] k [Oh^-], pH a pOH jsou příbuzné: [H₃O⁺] [Oh^-] = 1.0×10^-14, tak to - žurnál ([ H₃O⁺]) - žurnál ([ Oh^-]]) = -14.00 nebo pH + pOH = 14.00.

Toto měřítko pokryje velmi velký rozsah [H⁺], od 0.1 k 10^-14. Protože negativní žurnál [H⁺] je používán v pH měřítko, pH měřítko obvykle mít pozitivní hodnoty. Dále, větší pH, menší [H⁺]. Když [H⁺] je vysoce, my obvykle nepoužíváme pH hodnota, ale jednoduše [H⁺]. Například, když [H⁺] = 1.0, pH = 0. Protože my zřídkakdy říkáme pH je 0, a to je proč vy zvážíte to pH = 0 takový podivný výraz. PH = -0.30 je ekvivalent k [H⁺] 2.0 M. negativní pH hodnoty jsou jen pro cvičení akademika. Používat koncentrace přímo sdělí lepší smysl než pH měřítka.

pH byl více přesně definovaný jak pH = - žurnál_H+ kde_H+ je vodík aktivita iontu. V řešeních, která obsahují jiné ionty, aktivita a koncentrace nejsou stejní. Aktivita je efektivní koncentrace iontů vodíku, poněkud než opravdová koncentrace; to odpovídá za skutečnost, že jiné obklopení iontů ionty vodíku posunou je a ovlivní jejich schopnost se účastnit chemických reakcí. Tyto jiné ionty účinně mění vodíkovou iontovou koncentraci v nějakém procesu, který zahrne H⁺. V praxi, Sorenson originálová definice může ještě být používána, protože nástroj dělal měření může být kalibrováno s řešeními známý [H⁺], s koncentrací iontů pozadí pečlivě kontrolovaný.

Experimentální definice:

IUPAC podporoval pH měřítko založené na srovnání se standardní vyrovnávací pamětí známý pH používat electrochemical měření. IUPAC pH měřítko je velmi mírně odlišné od teoretické definice od té doby, co to zvažuje faktory, které nejsou zahrnuté v (thermodynamic) teoretický pH.

Vodíková iontová koncentrace v čisté vodě kolem pokojové teploty je o 1.0 × 10^-7 M. pH 7 je zvažován “neutrální”, protože koncentrace iontů vodíku je přesně stejná s koncentrací hydroxide (Oh^-) ionty produkovaly oddělením vody. Zvětšovat koncentraci iontů vodíku nahoře 1.0 × 10^-7 M produkuje řešení s pH méně než 7, a řešení je zvažováno “kyselý”. Snížení koncentrace dole 1.0 × 10^-7 M produkuje řešení s pH nahoře 7, a řešení je zvažováno “alkalický” nebo “základní”. pH je často používán porovnat acidities řešení. Například, řešení pH 1 je řekl, aby byl 10 časů jak kyselý jako řešení pH 2, protože vodíková iontová koncentrace u pH 1 je desetkrát vodíková iontová koncentrace u pH 2. Toto je správné jak dlouhé, zatímco bytí řešení porovnalo oba používat stejné rozpouštědlo. Vy nemůžete používat pH porovnat acidities v různých rozpouštědlech protože neutrální pH je různý pro každé rozpouštědlo. Například, koncentrace iontů vodíku v čistém ethylalkoholu je o 1.58 × 10^-10 M, tak ethylalkohol je neutrální u pH 9.8. Řešení s pH 8 by byl zvažován kyselý v ethylalkoholu, ale základní ve vodě!