簡介

在水溶液中，氫離子活度與強(qiáng)酸濃度接近正比，直到pH值下降到0左右；

氫離子活度也與強(qiáng)堿的倒數(shù)接近正比，直到pH值上升到14左右。但是，超出這個(gè)pH范圍，氫離子活度和有效的pH值要變化得比單純從強(qiáng)酸或強(qiáng)堿的濃度變化所計(jì)算的值劇烈得多。

在水溶液中所有強(qiáng)酸均把質(zhì)子完全給予水分子，形成水合質(zhì)子，酸強(qiáng)度被拉平。然而一些酸性非溶劑中，拉平作用不會(huì)發(fā)生，酸度可達(dá)水溶液的

或更多倍。

在稀溶液中，酸性可根據(jù)pH值確定：

但當(dāng)濃度大于

時(shí)，通過對(duì)指示劑的作用或通過其催化能力所體現(xiàn)出來的酸性，要比通過濃度估算的酸度強(qiáng)得多。例如，濃度為

的任一強(qiáng)酸溶液，其酸性是

濃度時(shí)的1000倍。因此，在高濃度范圍內(nèi)，pH標(biāo)度不再適用，需要提出其他的衡量酸度的函數(shù)。

漢墨特（L·P·Hammett) 于1932年提出了一個(gè)酸度函數(shù)H0(0為下標(biāo)），用以描述高濃度強(qiáng)酸溶液的酸度。

酸度函數(shù)H0基于強(qiáng)酸的酸度可通過一種與強(qiáng)酸反應(yīng)的弱堿指示劑的質(zhì)子化程度來表示，此指示劑的堿形式B不帶電荷，它在酸中的形式為BH+，溶液中存在著下列平衡：

B+H+-------可逆--------BH+

平衡原理

定義

KBH+是指示劑的共軛酸的電離常數(shù)，可用一般的測(cè)定平衡常數(shù)的方法測(cè)得，而

是指示劑的電離比率，可通過紫外-可見光光度法測(cè)定。H0標(biāo)度可以看作是對(duì)pH標(biāo)度的補(bǔ)充，H0和pH的結(jié)合可用來表述整個(gè)濃度范圍的酸溶液（或堿溶液）的酸度。