Reines Wasser besitzt eine geringe, aber messbare elektrische Leitfähigkeit. Diese Eigenschaft ist auf die Eigendissoziation von Wassermolekülen zurückzuführen, ein Prozess, der als Autoprotolyse bezeichnet wird. Bei dieser Gleichgewichtsreaktion agiert ein Wassermolekül als Brønsted-Säure und gibt ein Proton (H⁺) ab, während ein anderes Wassermolekül als Brønsted-Base fungiert und dieses Proton aufnimmt. Es entstehen Oxonium-Ionen (H₃O⁺) und Hydroxid-Ionen (OH⁻).
Das Gleichgewicht dieser Reaktion liegt stark auf der Seite der Edukte, der Wassermoleküle. Daher sind die Konzentrationen der Ionen in reinem Wasser sehr gering.
Für die Autoprotolyse-Reaktion lässt sich das Massenwirkungsgesetz anwenden. Da die Konzentration von reinem Wasser als konstant angesehen wird, fasst man sie mit der Gleichgewichtskonstante zu einer neuen Konstante zusammen, dem Ionenprodukt des Wassers (Kw). Dieses Produkt ist temperaturabhängig. Bei einer Standardtemperatur von 25 °C hat es den Wert:
In neutralem Wasser sind die Konzentrationen der Oxonium- und Hydroxid-Ionen gleich. Daraus folgt für 25 °C: .
Um den Umgang mit den sehr kleinen Zahlenwerten der Ionenkonzentrationen zu vereinfachen, wurde der pH-Wert eingeführt. Er ist als der negative dekadische Logarithmus des Zahlenwertes der Oxonium-Ionen-Konzentration definiert.
Analog dazu wird der pOH-Wert über die Konzentration der Hydroxid-Ionen definiert.
Aus dem Ionenprodukt des Wassers leitet sich für 25 °C die Beziehung ab. Dies ermöglicht die Einteilung wässriger Lösungen in eine Skala.
Eine Lösung wird als sauer bei einem pH < 7, als neutral bei einem pH = 7 und als alkalisch (oder basisch) bei einem pH > 7 bezeichnet.