Os ácidos têm sabor azedo. O nome vem da palavra latina para azedo: acidus. Geralmente, as soluções ácidas reagem com os metais libertando H₂. As soluções ácidas são eletrolíticas (transportam eletricidade).

As bases, ou alcalinas, apresentam um gosto amargo e são escorregadias ao tato. Como muitas cinzas têm estas propriedades, o nome vem da expressão árabe para cinza: al kali. As suas soluções são condutoras de eletricidade.

Lavoisier concluiu que existia um elemento químico que era o responsável pelo comportamento ácido de uma substância. O nome do elemento oxigénio foi criado por Lavoisier, porque achava que era este elemento o responsável pelo aparecimento dos ácidos: oxys + genes.

Em uma reação ácido-base, ou neutralização, um ácido e uma base de Arrhenius geralmente reagem para formar água e um sal.

Segundo Arrhenius, um ácido é uma substância que em solução aquosa origina iões H+H+.

HClHCl é um ácido segundo Arrhenius porque:

HCl (aq)→H+(aq)+Cl−(aq)

Em água, o hidróxido de sódio se dissocia completamente formando os íons OH⁻ e Na⁺, o que resulta em um aumento da concentração de íons hidroxila.
Logo, NaOH é uma base de Arrhenius. Bases de Arrhenius comuns incluem outros hidróxidos das Famílias 1 e 2 como LiOH e Ba(OH)₂​.

Por exemplo, o HCl mencionado anteriormente como sendo um ácido de Arrhenius é também um ácido de Brønsted, pois quando ele reage com a água, esta atua como uma base de Brønsted, recebendo o próton:
HCl_(g)+ H₂O_(l) → H₃O⁺_(aq) + Cl^-_(aq).

Mas essa teoria não precisa da presença de água. Isso é visto, por exemplo, na reação entre o HCl e a amónia, mostrada a seguir:

Porém, essa teoria também possui as suas limitações. 
Entre elas, está o fato de que ela necessita da presença do hidrogênio. Por isso, surgiu a próxima teoria ácido-base.

Em função da constante de dissociação o ácido ou base podem ser classificadas em: forte ou fraca.

Sorensen propôs uma escala baseada na concentração do ião hidrónio, para determinar a acidez de uma solução:

          pH=−log[H3O⁺]

Em que a concentração do ião hidrónio é expressa em mol dm^-3.

Quanto mais forte for um ácido, maior será a concentração de iões H3O⁺ na solução.

A escala de pH tem como limite superior, a 25 °C, o valor 14 (devido ao valor do KW da água a essa temperatura).

Solução ácida: [H3O⁺] > 1,0 x 10^-7 mol dm^-3, pH a 25 °C)

Solução neutra: [H3O⁺] = 1,0 x 10^-7 mol dm^-3, pH = 7 (a 25 °C)

Solução básica: [H3O⁺] < 1,0 x 10^-7 mol dm^-3, pHpH > 7 (a 25 °C)

Cálculo da concentração de hidrónio a partir do pH

A função inversa do logaritmo de base 10 permite calcular a concentração de H3O⁺  a partir do valor do pH:

             [H₃O⁺]=10^−pH

O pOH é definido em relação à concentração do ião hidróxido tal como o pH é definido em função da concentração do hidrónio, ou seja:
        pOH=−log[OH⁻]

O limite máximo da escala de pH, para cada temperatura, é a soma ente o pH e o pOH da solução. À temperatura de 25 °C:

           pH+pOH=14

Solução ácida (a 25 ºC):
 pH < 7
[H3O⁺] > 10^-7 mol dm^-3
[OH⁻] < 10^-7 mol dm^-3

Solução básica (a 25 ºC):

pH > 7

[H3O⁺] < 10^-7 mol dm^-3

[OH⁻] > 10^-7 mol dm^-3

Exemplo: Reação entre amónia e o trifluoreto de boro:

Ao conjunto de uma espécie química, que irá perder um H⁺, e a correspondente espécie que o perdeu, chama-se par conjugado ácido-base.

Quanto mais forte for um ácido/base, mais fraca é a sua base/ácido correspondente.

É necessário conhecer a estequiometria da reação a usar.

A concentração é calculada a partir do pressuposto de que há uma reação completa. O ponto de equivalência é quando as quantidades de ácido e base reagiram de acordo com a estequiometria.

No caso de um indicador o ponto é atingido quando há alteração visual do indicador (mudança de cor), pelo que é importante a escolha adequada do indicador. A zona de viragem deve conter o ponto de equivalência da titulação. Quando mais pequeno for o intervalo da zona de viragem de um indicador melhor é a precisão da informação adquirida.

Para uma titulação é necessário o uso de uma bureta, onde será colocada a solução de titulante. A bureta permite medir o volume exato de titulante gasto para atingir o ponto final da titulação.

O titulado deverá ser colocado num Erlenmeyer o que facilita a agitação da solução resultante durante o processo de adição de titulante.

A curva de titulação é um gráfico do valor de pH de determinada solução em função do volume de titulante gasto na titulação.
O pH do ponto de equivalência depende das forças relativas do ácido e da base envolvidos na titulação.

Figura 1 - Titulação de um ácido forte com uma base forte. O ponto de equivalência é igual a 7 (25 °C).

Como a água é uma substância anfotérica, acontece a autoprotólise da água (autoionização da água):

Em que uma das moléculas de água funciona como ácido e a outra como base.

Este equilíbrio é muito pouco extenso e a sua constante de equilíbrio é chamada produto iónico da água, K_W:

A 25 °C o produto iónico da água é igual a 1,0 × 10^-14, logo [H3O⁺] = [OH⁻] = 1,0 × 10^-7 mol dm^-3.

A reação de autoprotólise da água é endotérmica, por isso o valor de K_W aumenta com o aumento de temperatura.

Aplicando a Lei de Le Châtelier a esta reação, que é uma reação endotérmica, o aumento de temperatura irá aumentar a concentração do ião hidrónio (H3O⁺) pelo que o valor de pH vai diminuir (a concentração do ião hidróxido, OH⁻, também vai aumentar).

Se a temperatura da solução diminuir o valor do pH irá aumentar.

HInd+H₂O⇄Ind⁻+H₃O⁺

podendo posteriormente reagir com iões hidrónio, H3O⁺, ou iões hidróxido, OH⁻, presentes na solução.

As formas HInd e Ind⁻ têm cor diferente, o que permite distinguir qual o carácter ácido ou básico da solução em que o indicador se encontra.

A zona de viragem de um indicador corresponde aos valores de pH em que há misturas das cores representantes das formas ácida e básica do indicador.