F=mg ; g≈9.81 m·s⁻² · Példa: m=0.20 kg → F≈1.96 N

Brønsted–Lowry szemlélet

A pH a vizes oldat savasságának logaritmikus mérőszáma, amely híg oldatoknál közelítőleg a hidrogénion-aktivitás negatív tízes alapú logaritmusa. Egy pH-egység különbség körülbelül tízszeres H⁺-aktivitáskülönbséget jelent, ezért a skála nem lineáris.

Sav protondonor, bázis protonakceptor. HCl vízben protont ad át a H₂O-nak, H₃O⁺ és Cl⁻ keletkezik. Az NH₃ ezzel szemben protont vesz fel a víztől, NH₄⁺ és OH⁻ képződik. Egy reakcióban konjugált sav-bázis párok különböznek egymástól egy protonban.

Egyszerű iskolai közelítésben pH=−log₁₀[H₃O⁺]. Ha [H₃O⁺]=1,0×10⁻³ mol/L, pH≈3. Valójában a termodinamikai definíció aktivitást használ, mert koncentráltabb oldatokban az ionok kölcsönhatásai miatt a koncentráció önmagában nem írja le pontosan a kémiai „hatásosságot”.

25 °C-on híg vizes rendszerben K_w≈1,0×10⁻¹⁴, ezért pH+pOH≈14. Ez az összeg azonban hőmérsékletfüggő; a „semleges pH mindig pontosan 7” állítás csak meghatározott körülmények között igaz. Semlegesség azt jelenti, hogy a H₃O⁺ és OH⁻ aktivitása megegyezik.

Az „erős sav” azt jelenti, hogy a protonátadás vizes oldatban nagyon nagy mértékben megy végbe. A „tömény” koncentrációt jelent. Lehet híg erős sav és viszonylag tömény gyenge sav is. A két fogalom összekeverése gyakori forrása hibás pH-következtetéseknek.