Para el agua pura, según la reacción de autoprotólisis del agua, $[\ce{H3O+}] = [\ce{OH-}]$ (solución neutra), y teniendo en cuenta la expresión de la constante de autoprotólisis $\ce{K_w} = [\ce{H3O+}][\ce{OH-}]$, resulta que:
$ \begin{array}{l} [\ce{H3O+}]^2 = \ce{K_w} = 10^{-14} \\[1ex] [\ce{H3O+}] = \ce{10^{-7} M} \: \Rightarrow \: \ce{pH} = 7 \enspace \text{($\ce{pH}$ neutro a $\pu{25 ºC}$)} \end{array} $
También la expresión de la constante $\ce{Kw} = [\ce{H3O+}][\ce{OH-}]$ evidencia que cuando aumenta la concentración de $\ce{H3O+} \!$ disminuye la de $\ce{OH-} \!$, y al revés. O lo que es lo mismo, cuando disminuye el $\ce{pH}$ aumenta el $\ce{pOH}$, y a la inversa.
Se considera que una solución es ácida cuando $[\ce{H3O+}] > \ce{10^{-7} M}$ (ó $[\ce{OH-}] <$ $\ce{10^{-7} M}$) y básica cuando $[\ce{H3O+}] < \ce{10^{-7} M}$ (ó $[\ce{OH-}] > \ce{10^{-7} M}$). Por tanto una solución es ácida cuando su $\ce{pH} < 7$ y básica cuando su $\ce{pH} > 7$. Así pues, queda establecida de la siguiente forma lo que se conoce como escala de $\ce{pH}$:
$ \begin{array}{c|c|c} \ce{pH} < 7 & \ce{pH} = 7 & \ce{pH} > 7 \\[1ex] \text{ácido} & \text{neutro} & \text{básico} \\[1ex] \begin{aligned}[] [\ce{H3O+}] &> \ce{10^{-7} M} \\ [\ce{OH-}] &< \ce{10^{-7} M} \end{aligned} \enspace & \enspace \begin{aligned}[] [\ce{H3O+}] = [\ce{OH-}] = \ce{10^{-7} M} \\ \vphantom{\ce{10^{-7} M}} \end{aligned} \enspace & \enspace \begin{aligned}[] [\ce{H3O+}] &< \ce{10^{-7} M} \\ [\ce{OH-}] &> \ce{10^{-7} M} \end{aligned} \end{array} $