1.滴加紫色石蕊试液，如果紫色变成红色则说明有氢离子存在。

2.向溶液中滴加NaHCO3溶液，如果产生气泡则证明存在氢离子。

3.使用pH计对溶液进行测量，该方法可以测出很精确的pH值。

氢离子浓度与溶液的pH

常温下，稀溶液中氢离子的浓度和氢氧根离子浓度的积（即离子积）总是1.0×10^-14。我们用氢离子的负对数表示溶液酸碱度，即pH。

所以纯水的pH=-lg10^-7=7.0。酸性溶液的氢离子浓度毫无疑问总是大于1.0×10^-7mol/L，而碱性溶液的氢离子浓度总是小于1.0×10^-7mol/L。所以规定酸性溶液pH<7，碱性溶液pH>7，中性溶液pH=7。

值得注意的是，溶液的pH值不总是在0-14之间，有时会出现大于14的值或是负值。而我们的广泛pH试纸通常只能测试pH值处在0-14之间的溶液，并且只能取整数。而pH计则可以测出小数。

氢的核素氕形成的阳离子可以看作质子。但另外两种核素氘和氚形成的阳离子则不能看作质子，只能叫做氢离子。

氢离子在溶液中的形成

通常由酸在水中电离产生。一些酸式盐在电离时也能直接形成氢离子，如硫酸氢钠；水自身也会电离出极少量的氢离子和氢氧根离子（严格地说式子不能写成H₂O=H OH^-，因为氢离子极易被其他水分子吸引，因此严格的式子应该是2H₂O=H₃O OH^- ，但是在一定情况下可以写为H₂O=H OH^-）。某些强酸弱碱盐在电离时虽然不直接生成氢离子，但是会电离出一些能让水中少量氢氧根离子转化为沉淀或气体的阳离子，从而使水中氢离子数目增多，如硫酸铜、硫酸铵等。

水是一种极弱的电解质，在常温下能电离出极少量的H 和OH－，存在着电离平衡。

水的电离平衡规律

1．Kw=c（H ）·c（OH^－），纯水中c（H ）=c（OH^－），纯水总是呈电中性的。

2．不能认为c（H ）或c（OH^－）等于10^－7mol/L或pH=7的溶液就一定是中性溶液，即不能把pH=7作为判断一切溶液酸、碱性的分界线，而应比较c（H ）和c（OH^－）两者的相对大小。溶液呈酸碱性的本质是c（H ）≠c（OH^－）。

3．已知水电离产生的c（H ）或c（OH^－）并不能最终确定溶液的酸碱性，因为这既可能是酸（或酸性）溶液，也可能是碱（或碱性）溶液。例如，由水电离出的c（H ）=1×10^－13mol/L的溶液，其pH等于1或13。

4．水电离平衡的破坏和移动

（1）外加酸、碱可以打破水的电离平衡，促使水的电离平衡逆向移动，导致c（H ）≠c（OH^－），水的电离受到抑制。酸溶液的pH表示的c（H ）为溶质酸电离产生的，通过Kw=c（H ）·c（OH^－）_水可以计算出水电离的c（OH^－）_水，而c（H ）_水=c（OH^－）_水。碱溶液的pH表示的c（H ）则为水电离出的c（H ）_水，因为碱本身不能电离出H 。

（2）温度会影响水的电离平衡。水的电离是吸热过程，温度升高，促进水的电离，Kw增大，pH减小，但仍存在c（H ）_水=c（OH^－）_水。在常温时Kw=10^－14；100℃时，Kw=10^－12。

（3）能发生水解的盐可以促进水的电离，从而打破水的电离平衡。只有一种弱酸根阴离子（或弱碱阳离子）水解，则c（H ）≠c（OH^－）；若所加盐发生双水解，则两种离子的浓度可能相等，也可能不相等。水解呈酸性的盐溶液pH表示的是水电离的c（H ）_水（与碱溶液相同），水解呈碱性的盐溶液的pOH(pOH=－lgc（OH^－）)表示的是水电离的c（OH^－）_水（与酸溶液相同）。

5．对于极稀的酸、碱溶液，水的电离则不可忽视。例如：c（H ）=10^－8mol/L的盐酸，如果认为pH=8就错了，因为酸溶液的pH在常温时一定是小于7的。这时在计算该溶液的pH时，就必须考虑水电离产生的c（H ）_水和c（OH^－）_水。

很多强酸都可能形成相对稳定的水合氢离子盐晶体。这些盐有时被称为酸的一水合物。通常，任何具有10⁹或更高的电离常数的酸都可以形成水合氢离子盐。而电离常数小于10⁹的酸一般不能形成稳定的H₃O 盐。

例如，盐酸的电离常数为10⁷，在室温下与水的混合物是液态的。而高氯酸的电离常数为10¹⁰，如果液体无水高氯酸和水以1:1的摩尔比结合，则反应形成固体一水合高氯酸，即高氯酸的水合氢离子盐：

H₂O HClO₄=H₃O ·ClO₄^-

也有很多的含有水合的H₃O 的例子，例如HCl·2H₂O中含有H₅O₂ （H₃O ·H₂O）,HBr·4H₂O中含有H₇O₃ （H₃O ·2H₂O）和H₉O₄ （H₃O ·3H₂O）