Kyselost roztoků určuje koncentrace iontů H₃O⁺. Pro vyjádření kyselosti používáme stupnici pH.
Výpočet pH se liší podle toho, zda jde o silné nebo slabé kyseliny (zásady).

Silné kyseliny a zásady

Silné kyseliny a zásady jsou zcela disociovány (rozštěpeny), proto platí:

JEDNOSYTNÉ KYSELINY:	ckyseliny = c(H3O+)
DVOJSYTNÉ KYSELINY:	2 ckys. = c(H3O+)
TROJSYTNÉ KYSELINY:	3 ckys. = c(H3O+)

U zásad je výpočet pH trochu složitější. Zásady se ve vodném roztoku štěpí za vzniku iontů OH^-, proto koncentrace zásady má vztah ke koncentraci OH^- iontů, tudíž k hodnotě pOH:
pOH = -log c(OH^-)

Z iontového součinu tak proto vyplývá pro pH vztah:
pH = 14 - pOH, proto lze COH- k výpočtu pH použít.

Pro jednosytné a vícesytné zásady platí pro vztah mezi c(OH^-) a Czás. obdobná analogie jako u jednosytných a vícesytných kyselin:

Jednosytné zásady: Czás. = c(OH-)

Dvojsytné: 2 Czás. = c(OH-)

[H3O+] = rovnovážná molární koncentrace

pK_látky = -logK_látky .... kde K_látky je disociační konstanta; pK se zavádí, aby se pracovalo s "přijatelnějšími" čísly, tedy ne tak malými:
např. K_A = 5,3 . 10^-12 → pK_A = 11,4

Slabé kyseliny a zásady

Výpočet uvádíme pouze na jednosytné kyseliny/zásady, protože u vícesytných by byl výpočet podstatně složitější kvůli zohlednění mnoha dalších komplikovanějších faktorů.

KA = [H+]x[A-] / [HA]

JEDNOSYTNÉ: HA → H⁺ + A^- [H⁺] = [A^-]
K_A: [HA] = [H⁺]², tj. [H⁺] - [A^-] = [H⁺]²

-0,5 . log K_A – 0,5 . log c_kys. = -log c(H⁺)
-0,5 . log K_A – 0,5 . c_kys. = pH

Z toho vyplývá:
0,5 . pK_A – 0,5 . c_kys. SILNÁ JEDNOSYTNÁ ZÁSADA:
pH = 14 – 0,5(pK_B + log c_zás.)

Počet příkladů:
Obtížnost:	lehká
V tomto testu jsou 2 typy příkladů.