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pH，亦稱pH值、氫離子濃度指數、酸值、酸鹼值[1]、「⿰离巠」（離氫切、注音：ㄌㄧㄥˊ、拼音：líng）標值[2]，是溶液中氫離子活度的一種標度，也是衡量溶液酸鹼程度的最普遍標準。概念在1909年由丹麥生物化學家瑟倫·索倫森提出，「pH」的「H」代表氫離子（H⁺）；「p」的來源則有幾種說法：第一種稱p代表德語「potenz」，意思是力度、強度；第二種稱pH代表拉丁文「pondus hydrogenii」，即「氫的量」；第三種認為p只是索倫森隨意選定的符號，因為他也用了q。現今的化學界把p加在無量綱量前面表示該量的負對數。
1909年，丹麥化學家瑟倫·索倫森在嘉士伯實驗室[3]引入了pH的概念，最初使用符號「pH•」，以H•作為小寫p的下標。 這個概念後來於 1924 年被修改為現代 pH 值，以適應電化學電池的定義和測量。
對於符號p，我建議將其命名為「氫離子指數」並使用符號pH• 。 那麼，對於溶液的氫離子指數（pH•），可以理解相關氫離子當量濃度的常用對數的負值[3]。
瑟倫·索倫森沒有解釋為什麼他使用字母 p，並且該字母的確切含義仍然存在爭議[4]。瑟倫·索倫森描述了一種利用電位差測量 pH 值的方法，它代表氫離子濃度的 10 的負次方。 字母 p 可以代表法語 puissance、德語 Potenz 或丹麥語 potens，均表示「力量」，也可能表示「潛力」。 所有這些單詞在法語、德語和丹麥語中均以字母 p 開頭，這些語言是索倫森發表論文所用的語言：嘉士伯實驗室講法語； 德語是科學出版的主要語言； 索倫森是丹麥人。 他在論文其他地方也以大致相同的方式使用了字母 q，並且他可能任意地將測試溶液標記為「p」，參考溶液標記為「q」； 這些字母經常成對出現[5]。一些文獻資料表明，「pH」代表拉丁術語 pondus Hydrogenii（氫的量）或 potia Hydrogenii（氫的力量），儘管瑟倫·索倫森的著作並不支持這一點[6][7][8]。
在現代化學中，p 代表「負的十進制對數」，並在術語 pKa 中用於表示酸解離常數[9]，因此 pH 是「H+ 離子濃度的負十進制對數」，而 pOH 是「 OH-離子濃度的負十進制對數」。
對乳製品和食品安全產生影響的細菌學家愛麗絲·艾萬斯 (Alice Catherine Evans) 認為威廉·曼斯菲爾德·克拉克 (William Mansfield Clark) 及其同事（包括她自己）在 1910 年代開發了 pH 測量方法，該方法對此後的實驗室和工業應用產生了廣泛影響。 在她的回憶錄中，她沒有提到克拉克和同事幾年前對索倫森的工作了解多少[10]。她說：
在這些[細菌代謝]研究中，克拉克博士的注意力集中在酸對細菌生長的影響上。 他發現，氫離子濃度的酸強度會影響它們的生長。 但現有的酸度測量方法確定的是酸的數量，而不是酸的強度。 接下來，克拉克博士與他的合作者一起開發了測量氫離子濃度的準確方法。 這些方法取代了世界各地生物實驗室使用的不準確的測定酸含量的滴定方法。 人們還發現它們適用於廣泛使用的許多工業和其他過程[10]。
第一個測量 pH 值的電子方法是由加州理工學院教授阿諾德·奧威爾·貝克曼於 1934 年發明的[11]。這是為了響應當地柑橘種植商新奇士的請求，該種植商希望有一種更好的方法來快速測試他們從附近果園採摘的檸檬的 pH 值[12]。
| 物質 | pH值 | 性質 |
|---|---|---|
| 濃硫酸（95 M） | -2.05 | 酸性 |
| 濃硝酸（48 M） | -1.65 | |
| 濃鹽酸（10 M) | -1.00 | |
| 硝酸（1 M） | -0.25 | |
| 氫氯酸（1 M） | 0.01 | |
| 鉛酸蓄電池的酸液 | 1.00 | |
| 稀鹽酸（0.08M) | 1.15 | |
| 胃酸 | 1.20 | |
| 檸檬汁 | 2.00 | |
| 食醋 | 2.25 | |
| 可樂 | 2.50 | |
| 番茄汁 | 3.00 | |
| 橙汁 | 3.20 | |
| 蘋果汁 | 3.50 | |
| 啤酒 | 3.90 | |
| 酸雨 | 4.50 | |
| 咖啡 | 5.00 | |
| 茶 | 5.70 | |
| 牛奶 | 6.50 | |
| 蒸餾水，氯化鈉溶液 | 7.00 | 中性 |
| 人血 | 7.30～7.50 | 鹼性 |
| 海水 | 8.00 | |
| 肥皂 | 8.90～10.10 | |
| 石灰水 | 11.00 | |
| 家用氨水除垢劑 | 11.50 | |
| 漂白水（次氯酸鈉） | 12.50 | |
| 家用通渠劑 | 13.50 | |
| 氫氧化鈉（1 M） | 14.00 | |
| 氫氧化鉀（1 M） | 14.50 | |
| 濃氫氧化鈉溶液（25 M） | 15.35 |
pH的計算公式是
- pH＝-log[H⁺]＝log
![{\displaystyle {\frac {1}{\left[{\mbox{H}}^{+}\right]}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/84ed22aa07ca877ec07c62d359571cda2720aadc)
[H⁺]指溶液氫離子活度（有時也寫為[H₃O⁺]，水合氫離子活度），單位摩／升或M（mol/L），稀溶液中氫離子活度約等於氫離子濃度，可用氫離子濃度來近似計算。
在25°C，pH＝7的水溶液（如純水）為中性，水在25°C自然電離出的氫離子和氫氧根離子濃度的乘積（水的離子積常數，Kw）始終是1×10⁻¹⁴，且兩種離子的濃度都是1×10⁻⁷M。pH小於7即H⁺濃度大於OH⁻濃度，溶液酸性強，而pH大於7則H⁺濃度小於OH⁻濃度，溶液鹼性強。是故pH愈小，溶液愈酸；pH愈大，溶液也就愈鹼。
如溶劑非水或溫度非25°C，中性溶液pH就可能不是7，而須計算該溶劑在這溫度的電離常數來決定中性pH的值；水在373K（100℃）的離子積常數為5.5×10⁻¹³，pH約6.13，此時為中性溶液。現實的溶液不是理想溶液，僅用H⁺濃度不可準確測量，也無法準確計到溶液的pH，故應採H⁺活度，即
- pH＝-log
這樣從理論上講只要知道氫離子的活度a(H⁺)就可以得到溶液的準確pH。[13]
於是pH有了操作定義：[14]測量以下伽伏尼電池的電動勢E未知：
- 參比電極｜濃氯化鉀溶液‖要測的溶液｜H₂｜鉑（電極）
將未知pH的溶液換成已知pH的溶液，同樣測量電池的電動勢E已知，則
- pH（未知）＝pH（已知）＋
F為法拉第常數，為摩爾氣體常數，為熱力學溫度。測定未知溶液與標準溶液的電動勢就可計出未知溶液的pH。IUPAC為此規定了一些標準溶液的pH。[15]
溶液pH有很多方法來測量：
pOH（氫氧根離子濃度指數）是和pH相對應、表示溶液中氫氧根離子活度的概念，
- pOH＝－log[OH⁻]
在298K（25℃），水的離子積Kw＝[H⁺][OH⁻]＝10⁻¹⁴，log Kw＝log[H⁺]＋log[OH⁻]，pOH＝14－pH，pH和pOH之和為14。
由pH定義得知pH是衡量溶液酸鹼的尺度，很多領域都要知溶液pH從而控制溶液酸鹼：
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