Søren Sørensen, ein dänischer Biochemiker am Carlsberg-Laboratorium in Kopenhagen, definierte den pH-Wert 1909 — zunächst noch als p_H geschrieben —, um den Säuregrad der Bierwürze während der Gärung zu fassen. Die Notation war bewusst mathematisch: pH = −log₁₀[H⁺], der negative dekadische Logarithmus der Wasserstoffionen-Konzentration. Den Ausschlag gab die Bequemlichkeit: Wasserstoffionen-Konzentrationen erstrecken sich über riesige Bereiche, Logarithmen stauchen sie. Es stellte sich aber heraus, dass die Skala genau so geschnitten ist, wie biologische Systeme den Säuregrad wahrnehmen: die meisten Enzyme reagieren logarithmisch auf H⁺. Die Buchhaltung des Brauchemikers hatte versehentlich genau die Skala gefunden, auf der das Leben selbst seine Bücher führt.
Säuren geben Protonen ab, Basen nehmen sie auf. Die Brønsted-Lowry-Definition (1923) liest die Chemie der Säuren als eine Chemie der Übergabe neu — jede Säure-Base-Reaktion ist ein Proton, das die Hand wechselt, und das Medium, das es auffängt, ist nahezu immer Wasser. Wasser ist selbst leicht amphoter: es autoionisiert in ein winziges Gleichgewicht von H₃O⁺ und OH⁻, mit einem bei Raumtemperatur auf 10⁻¹⁴ festgehaltenen Produkt [H⁺][OH⁻]. Reines Wasser sitzt bei pH 7; darunter sauer, darüber basisch, die praktische Skala reicht von der Batteriesäure nahe null bis zum Rohrreiniger nahe vierzehn. Der größte Teil der interessanten Chemie spielt sich mit schwachen Säuren und Basen ab — solchen, die nur teilweise ionisieren —, und eine einzige Gleichung beschreibt ihr Verhalten.
Diese Gleichung ist die Henderson-Hasselbalch-Gleichung: pH = pKa + log([A⁻]/[HA]). Sie sagt, dass der pH einer schwachen Säurelösung nicht von absoluten Konzentrationen abhängt, sondern vom Verhältnis der Säureform zur konjugierten Base. Der pKa ist eine Eigenschaft des Moleküls; das Verhältnis lässt sich durch die Umgebung verschieben. Aus dieser einen Beziehung fällt alles, von Titrationskurven über die Aufnahme von Wirkstoffen durch die Darmwand bis zu der Logik, mit der eine Niere entscheidet, was sie ausscheidet. Ein Puffer — eine Mischung aus schwacher Säure und ihrer konjugierten Base in ungefähr gleichen Anteilen — hat die bemerkenswerte Eigenschaft, einer pH-Änderung Widerstand zu leisten. Gibt man H⁺ hinzu, fängt die konjugierte Base es auf; gibt man OH⁻ hinzu, liefert die schwache Säure ein Proton zum Neutralisieren. Puffer arbeiten am besten, wenn die beiden Formen gleich häufig sind, also bei pH ≈ pKa. Der Grund, warum dein Blut in einem Band von 7,35–7,45 bleibt, der Grund, warum ein See sauren Regen verträgt, bis er es nicht mehr tut, der Grund, warum ein Aquarium überhaupt am Leben zu halten ist: Pufferchemie auf jeder Skala.
Die folgenreichste Geschichte der Gegenwart heißt Ozeanversauerung. Etwa ein Drittel des CO₂, das die Menschheit in die Atmosphäre entlässt, landet im Meerwasser gelöst, bildet dort Kohlensäure und verschiebt den Carbonat-Puffer in Richtung H⁺. Der pH der Meeresoberfläche ist von vorindustriell 8,2 auf heute etwa 8,1 gefallen — auf einer logarithmischen Skala eine Bewegung um 0,1 Einheiten, die einer rund 30%igen Erhöhung der Wasserstoffionen-Konzentration entspricht, in nur zwei Jahrhunderten zusammengekommen vor dem Hintergrund eines Ozeans, der zig Millionen Jahre lang chemisch stabil war. Kalkbildende Organismen — Korallen, Austern, das schalentragende Plankton, das die marinen Nahrungsnetze trägt — stehen am stärksten exponiert: im saureren Ozean wird gelöstes Carbonat knapp, Schalen sind schwerer zu bauen und leichter zu lösen. Die 1909 für eine Brauerei entworfene Sørensen-Skala misst heute eines der größten chemischen Experimente, die je auf einem Planeten gelaufen sind.