■ Les ions H⁺ sont les ions responsables du caractère acide d'un milieu. L'acidité d'une solution aqueuse est quantifiée par son potentiel d'hydrogène, noté pH. C'est une grandeur sans unité et sans dimension. Sa valeur dans les solutions aqueuses est comprise entre 0 et 14. Si le pH d'une solution est compris entre 0 et 7, la solution est acide. S'il vaut 7, elle est neutre. S'il est supérieur à 7, elle est basique. Plus la solution est concentrée en ions H⁺, plus son pH est petit.
Le pH peut être mesuré à l'aide d'un pH-mètre, ou bien il peut être plus simplement estimé à l'aide d'un papier pH : au contact d'une solution, le papier prend une couleur qui révèle la valeur du pH.

■ L'hydrogène est le plus simple élément chimique. Occupant la première case du tableau périodique, son noyau n'est composé que d'un seul proton. L'atome, électriquement neutre, s'entoure donc d'un unique électron. Si cet unique électron est cédé au cours d'une transformation d'oxydation de l'atome, il se forme l'ion H⁺, composé alors d'un simple proton.

■ La concentration d'un soluté en solution peut être quantifiée à l'aide de deux grandeurs :

• la concentration en masse de soluté dans la solution, c'est la masse de soluté par unité de volume de solution. Elle est souvent exprimée en g·L^-1 ;
• la concentration en quantité de matière de soluté dans la solution, c'est la quantité de matière de soluté par unité de volume de solution. Elle est souvent exprimée en mol·L^-1.

Il existe plusieurs définitions de la notion d'acidité. L'une d'entre elles est fournie en 1923 par le chimiste dannois Joannes Brønsted.
Un acide au sens de Brønsted est une espèce chimique capable de céder un proton H⁺. L'espèce ainsi formée s'appelle la base conjuguée de l'acide.
Exemple : Une molécule d'acide éthanoïque, de formule CH₃COOH, cède un proton. Il se forme alors l'ion polyatomique éthanoate, de formule CH₃COO^-. L'ion éthanoate est la base conjuguée de la molécule d'acide éthanoïque.

Une base au sens de Brønsted est une espèce chimique capable de capter un proton. L'espèce ainsi formée s'appelle l'acide conjugué de la base.
Exemple : l'ammoniac, de formule NH₃, peut capter un proton. Il se forme alors l'ion ammonium, de formule NH₄⁺. L'ion ammonium est l'acide conjugué de l'ammoniac.

Un acide et sa base conjuguée forment ensemble un couple acide-base. Par convention d'écriture, un couple est fourni entre parenthèses ; la formule de l'acide est indiquée d'abord, séparée par une barre oblique et suivie par la formule de la base.
Exemples : (CH₃COOH / CH₃COO^-) et (NH₄⁺ / NH₃).

Une transformation acide-base engage toujours deux couples. L'acide d'un couple réagit avec la base de l'autre couple. L'acide cède son proton et la base de l'autre couple le capte. Il se forme alors les deux espèces conjuguées.
Exemple de l'équation de la réaction acide-base entre l'acide éthanoïque et l'ammoniac :
CH₃COOH(aq) + NH₃(aq) ⇌ CH₃COO^-(aq) + NH₄⁺(aq).

Remarque : il est possible de fractionner l'étude en deux, à l'aide de demi-équations. L'une traduit que l'acide cède un proton. L'autre traduit qu'une base le capte. L'équation de la réaction s'obtient alors en assemblant les deux demi-équations. En reprenant l'exemple précédent :

• demi-équation de déprotonation de l'acide : CH₃COOH = CH₃COO^- + H⁺ ;
• demi-équation de protonation de la base : NH₃ + H⁺ = NH₄⁺.

Le tableau ci-dessous recense quelques espèces acides fréquemment employées au laboratoire ou dans des usages du quotidien, ainsi que leurs bases conjuguées.

Nous observons dans ce tableau qu'une même espèce chimique peut figurer tout à la fois parmi les acides et parmi les bases. Une telle espèce est appelée espèce amphotère (du grec amphóteros, "chacun des deux, l'un et l'autre à la fois"). C'est le cas notamment de l'eau ou de l'ion hydrogénocarbonate.
Cela signifie que l'acide carbonique possède une base conjuguée qui peut elle-même se comporter comme un acide. En partant de l'acide carbonique, il sera donc possible de libérer deux fois de suite un proton (l'un fourni par l'acide carbonique, l'autre fourni par l'ion hydrogénocarbonate). On dit dans ce cas que l'acide carbonique est un diacide ou bien qu'il possède une double acidité. En généralisant cette filiation d'acides, il est possible d'identifier dans la nature plusieurs polyacides parmi lesquels :

• l'acide sulfurique H₂SO₄ ;
• l'acide phosphorique H₃PO₄ ;
• l'acide citrique C₆H₈O₇ ;
• etc.

Le caractère acide ou basique d'une solution est lié à la concentration en ions oxonium, de formule H₃O⁺ dans l'eau. Il s'agit bien des ions H⁺ responsables du caractère acide, mais pris en charge par les molécules d'eau. La concentration en ions oxonium dans la solution est notée [H₃O⁺]_éq. L'indice éq rappelle que la valeur doit être mesurée lorsque le système est dans un état d'équilibre.
Le pH est défini par la relation suivante :

c^° s'appelle la concentration standard et est égale à 1 mol·L^-1 par définition.
log désigne la fonction logarithme décimal. Cette fonction, définie sur `bbb "R"^{+"*"}`, est la réciproque de la fonction "dix puissance", c'est-à-dire que Ainsi, `[H_3O^+]_ {éq}=c^°\cdot 10^{-pH}`.

Certaines solutions, fréquemment employées, sont désignées par un nom spécifique. Ainsi, par exemple,

• l'acide chlorhydrique désigne une solution aqueuse de chlorure d'hydrogène, de formule H₃O⁺(aq), Cl^-(aq) ;
• la soude désigne une solution aqueuse d'hydroxyde de sodium, de formule Na⁺(aq), HO^-(aq) ;
• le vitriol désigne une solution aqueuse d'acide sulfurique concentrée, de formule H₃O⁺(aq), SO₄^2-(aq).