Vanduo, nors ir silpnas elektrolitas, šiek tiek disocijuoja į vandenilio (\(H^+\)) ir hidroksido (\(OH^-\)) jonus. Šis procesas, vadinamas vandens jonizacija, gali būti pavaizduotas lygtimis: \(H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^-\) arba \(H_2O + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^-\) (susidarant oksonio jonui). Jonizacijos pusiausvyros konstanta (\(K\)) \(25^\circ C\) temperatūroje yra \(1.8 * 10^{-16} \text{ mol/l}\). Kadangi vandens jonizacijos laipsnis yra labai mažas, nedisocijavusių vandens molekulių koncentracija (\([H_2O]\)) laikoma pastovia ir lygi \(55.55 \text{ mol/l}\) (1 litro vandens masė, padalinta iš molinės masės).

Vanduo yra labai silpnas elektrolitas, kuris nedidele dalimi savaime jonizuojasi į vandenilio (\(H⁺\)) ir hidroksido (\(OH⁻\)) jonus. Ši grįžtamoji reakcija aprašoma lygtimi: \(H₂O \rightleftharpoons H⁺ + OH⁻\). Proceso pusiausvyros konstanta \(K = \frac{[H⁺][OH⁻]}{[H₂O]}\). Kadangi vandens jonizacijos laipsnis labai mažas, nedisocijavusio vandens koncentracija \([H₂O]\) laikoma pastovia. Todėl vandenilio ir hidroksido jonų koncentracijų sandauga tam tikroje temperatūroje yra pastovus dydis, vadinamas vandens jonų koncentracijų sandauga (arba vandens jonine sandauga) ir žymimas \(K_{H₂O}\). \(K_{H₂O} = [H⁺][OH⁻] = K \cdot [H₂O]\). Standartinėmis sąlygomis (25 °C), \(K_{H₂O} = 10⁻¹⁴ \text{ mol²/l²}\). Ši vertė priklauso nuo temperatūros: kylant temperatūrai, \(K_{H₂O}\) didėja.

Dėl mažo vandens jonizacijos laipsnio, vandenilio (\(H^+\)) ir hidroksido (\(OH^-\)) jonų koncentracijų sandauga, žymima \(K(H_2O)\), yra pastovus dydis tam tikroje temperatūroje. \(25^\circ \text{C}\) temperatūroje \(K(H_2O) = [H^+] * [OH^-] = 10^{-14} \text{ mol}^2\text{/l}^2\). \(K(H_2O)\) vertė didėja kylant temperatūrai. Pavyzdžiui, \(0^\circ \text{C}\) temperatūroje \(K(H_2O) = 1.1 * 10^{-15} \text{ mol}^2\text{/l}^2\), o \(50^\circ \text{C}\) temperatūroje – \(5.55 * 10^{-14} \text{ mol}^2\text{/l}^2\).