簡(jiǎn)介

在水溶液中，氫離子活度與強酸濃度接近正比，直到pH值下降到0左右；

氫離子活度也與強堿的倒數接近正比，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酸或強堿的濃度變化所計算的值劇烈得多。

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

或更多倍。

在稀溶液中，酸性可根據pH值確定：

但當濃度大于

時(shí)，通過(guò)對指示劑的作用或通過(guò)其催化能力所體現出來(lái)的酸性，要比通過(guò)濃度估算的酸度強得多。例如，濃度為

的任一強酸溶液，其酸性是

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

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

酸度函數H0基于強酸的酸度可通過(guò)一種與強酸反應的弱堿指示劑的質(zhì)子化程度來(lái)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(zhù)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，可用一般的測定平衡常數的方法測得，而

是指示劑的電離比率，可通過(guò)紫外-可見(jiàn)光光度法測定。H0標度可以看作是對pH標度的補充，H0和pH的結合可用來(lái)表述整個(gè)濃度范圍的酸溶液（或堿溶液）的酸度。