Вода є типовим амфолітом. Вона дисоціює і як кислота з утворенням йона Н+ (Н3О+), і як основа з утворенням йона ОН–:
Н2О D Н+ + ОН–
з константою дисоціації 
.
Як видно з величини константи дисоціації, вода є надзвичайно слабким електролітом і тільки дуже незначна кількість молекул розпадається на йони. Тому практично можна прийняти, що концентрація недисоційованих молекул води дорівнює загальній концентрації води – кількості молів води в 1дм3 води. Прийнявши густину води за одиницю, маємо: 1дм3 = 1000г. Тоді
.
Підставимо значення Kд і с(Н2О) у рівняння константи дисоціації:
1,8·10–16·55,56 = с(Н+)·с(ОН–) = 1·10–14 = Kw
Kw – йонний добуток води. Kw = с(Н+)·с(ОН–). Тоді
с(Н+)=с(ОН–)=1·10–7моль/дм3.
Йонний добуток води справедливий не лише для чистої води, але і взагалі для всіх водних розчинів (кислих і лужних). У будь-якому водному розчині завжди є і Н+, і ОН–, причому у певних співвідношеннях. Якщо відома концентрація одного із йонів води, то легко розрахувати концентрацію іншого йона. Тому будь-яку ступінь кислотності чи лужності можна виразити через концентрацію одного із йонів води, наприклад через с(Н+). Так як концентрація йонів Н+ і ОН– у розчині залежить від температури, то і йонний добуток води Kw теж дуже залежить від температури.
Концентрація йонів Н+ і ОН– у водних розчинах у слабкокислих і слабколужних середовищах виражаються малими величинами, незручними для користування у вираженні 10 у від’ємних степенях. Тому в 1907р. датський фізико-хімік і біохімік Сьорен Сьоренсен запропонував замість с(Н+) користуватися так званим водневим показником pH:
pH= –lgc(H+),
тобто pH – це десятковий логарифм концентрації гідроген-іонів, вираженої в моль/дм3, взятий з протилежним знаком. Відповідно pOH – гідроксидний показник.
Kw = с(Н+)·с(ОН–) = 1·10–14;
lg(H+) + lg(ОН–) = –14;
–lg(H+) – lg(ОН–) = 14;
pH + pOH = 14;
pH = pOH = 7 (середовище нейтральне).
Коли pH<7 – середовище кисле; pH>7 – середовище лужне.