Ang pH ay kinakalkula gamit ang pormula na pH = -log[H+], kung saan ang [H+] ay ang konsentrasyon ng hydrogen ion sa solusyon na sinusukat sa molarity (M). Halimbawa, kung ang konsentrasyon ng hydrogen ion ay 1 x 10^-3 M, ang pH ay magiging 3, na nagpapahiwatig na ang solusyon ay asido.

Ang mga asido ay may maasim na lasa, nakakadaloy ng kuryente sa solusyon, nagpapabago ng kulay ng asul na litmus paper sa pula, nagbibigay ng proton (H+ ions), at may pH na mas mababa sa 7. Ang mga base naman ay may mapait na lasa, madulas na pakiramdam, naggagawa ng asul na pulang litmus paper, tumatanggap ng proton o nagbibigay ng hydroxide ions (OH-), at may pH na mas mataas sa 7.

Ang neutralization reaction ay ang reaksiyon kung saan ang isang asido at isang base ay nagrereact upang bumuo ng tubig at asin. Halimbawa, kapag ang hydrochloric acid (HCl) ay nakikipag-react sa sodium hydroxide (NaOH), ang produkto ay sodium chloride (NaCl) at tubig (H2O). Kapag ang mga reactant ay nagrereact sa 1:1 ratio at ang dami ay magkatumbas, ang resultang solusyon ay magiging neutral na may pH na 7.

Ang mga buffer ay mga espesyal na sistema ng asido-basa na tumutol sa pagbabago ng pH. Kabilang dito ang halo ng acetic acid at acetate ions, kung saan kapag may idinagdag na maliit na halaga ng asido o base, ang mga bahagi ng buffer ay nagrereact upang mabawasan ang pagbabago sa pH. Sa katawan ng tao, ang blood buffer system ay nagpapanatili ng pH nito sa paligid ng 7.4 upang mapanatili ang normal na paggana ng mga organo.

Ang kimika ng asido-basa ay ginagamit sa agham pangkalikasan tulad ng neutralisasyon ng acid rain, sa medisina kung saan ang katawan ay umaasa sa mahigpit na reguladong mga antas ng pH ng dugo, at sa mga prosesong industriyal tulad ng paggawa ng mga pataba, panlinis, at paggamot ng tubig. Ang pag-unawa sa mga reaksiyong ito ay mahalaga upang mabisang maisagawa ang mga nabanggit na aplikasyon.