酸度函數

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；

氫離子活度也與強鹼的倒數接近正比，直到pH值上升到14左右。但是，超出這個pH範圍，氫離子活度和有效的pH值要變化得比單純從強酸或強鹼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子完全給予水分子，形成水合質子，酸強度被拉平。然而一些酸性非溶劑中，拉平作用不會發生，酸度可達水溶液的10^10或更多倍。

在稀溶液中，酸性可根據pH值確定：

pH= -lg[H3O+] = -lg[H+]

但當濃度大於mol·L^-1時，通過對指示劑的作用或通過其催化能力所體現出來的酸性，要比通過濃度估算的酸度強得多。例如，濃度為10mol·L^-1的任一強酸溶液，其酸性是1mol·L^-1濃度時的1000倍。因此，在高濃度範圍內，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）於1932年提出了一個酸度函數H0（0為下標），用以描述高濃度強酸溶液的酸度。

酸度函數H0基於強酸的酸度可通過一種與強酸反應的弱鹼指示劑的質子化程度來表示，此指示劑的鹼形式B不帶電荷，它在酸中的形式為BH+，溶液中存在着下列平衡：

B+H+-------可逆--------BH+

KBH+ （BH+為下標）=[B][H+]/[BH+]

[H+]=KBH+ ×[BH+]/[B]

- lg[H+]=-lgKBH+-lg{[BH+]/ [B]}

H0=-lg[H+]=-lgKBH+-lg{[BH+]/ [B]}

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[BH+]/[B]是指示劑的電離比率，可通過紫外-可見光光度法測定。H0標度可以看作是對pH標度的補充，H0和pH的結合可用來表述整個濃度範圍的酸溶液（或鹼溶液）的酸度。