酸度係數

一種酸的越大則酸性越弱，越小則酸性越強。<0（一說為<-1.76，即水合氫離子的）的酸在水中是強酸，介於0與4.0之間為中強酸，其他為弱酸。

酸的電離反應通式如圖。

因此酸的反映的是酸經由質子傳遞，轉化為水合氫離子與共軛鹼的難易程度，這個程度由化學熱力學過程決定，由公式可計算出pKa的值。

從定性角度分析，則可以通過下面的理論粗略比較酸中鍵能大小判斷酸的酸性強弱：

在含氧酸中，中心原子所連接的非羥基氧（或氟，氯等電負性大的元素）越多，則－OH基團中電子云密度越小，氫越容易電離出。例如，高氯酸（三個非羥基氧）的酸性比氯酸（兩個非羥基氧）強。

結合上面的理論，使用鮑林規則可以半定量地判斷含氧酸的，其理論是：多元含氧酸逐級電離常數之比約為，即差值為5；含氧酸的與非羥基氧數量(N)有關，。由此可判斷，無非羥基氧的酸為弱酸，有一個的為中強酸，兩個或三個的為強酸。

含氧酸的中心原子R對其酸性有著重要影響，R的半徑越小，電負性越大，氧化數越高，則R吸引電子的能力越強，降低了－OH上的電子云密度，使其容易電離。這個規則稱為R－O－H規則。使用離子勢可以半定量地判斷含氧酸的酸性大小，其計算公式為，其中z為中心陽離子電荷，r為中心陽離子半徑。離子勢反映了中心原子的極化作用強弱，離子勢越高，酸性越強。

對於非含氧酸，可以結合HSAB理論進行理解。在HSAB中，氫離子是極硬的酸，因此與其結合的鹼越軟，則它們的鍵能越小，越容易電離。例如，氟離子為硬鹼，碘離子為軟鹼，因此氟化氫的酸性遠小於碘化氫。

分子的異構現象亦可對造成影響。例如反丁烯二酸與順丁烯二酸的分子結構幾乎完全相同，只是前者為反式結構，後者為順式結構。順丁烯二酸在一級電離時由於形成氫鍵，而使它比反丁烯二酸容易電離，二級電離時由於破壞氫鍵，使得它比反丁烯二酸難電離。

氫鍵也會對有一定影響，例如前面所提到的氟化氫，其成為弱酸的原因不僅在於H-F鍵能相對較大，還在於其電離後由氫鍵形成了穩定的離子對，不能完全發揮出酸的作用。

在水溶液中由於酸及其共軛鹼的電離作用就等同於水的自我離子化，酸度係數與鹼度係數（pK）的和就相等於水的離解常數（），在25℃下 。

由於與的積是一常數，較強的酸即代表較弱的共軛鹼；較弱的酸，則代表較強的共軛鹼。

• 判斷質子溶劑中酸鹼反應的方向與程度，如強酸制弱酸，弱酸制更弱酸等。

• 判斷一種質子酸（可以電離出的酸）在一種質子溶劑（可結合的溶劑）中是否電離完全。若一種酸的小於溶劑化質子（溶劑的共軛酸）的，則這種酸在此溶液中可以視作完全電離。

• 計算酸溶液的pH值、共軛鹼的強度等。

• 計算出緩衝溶液的pH值，在亨德森-哈塞爾巴爾赫方程亦可得出以上結論。

緩衝溶液由弱酸HA與其酸根離子共同構成，其一大特點是，在被稀釋或加入少量強酸/強鹼時，其pH值幾乎不變。酸度係數可實現緩衝溶液的相關計算：

設緩衝系統中HA的電離常數為（平衡常數），則由弱酸的電離平衡式可得下式:這就是亨德森-哈塞爾巴爾赫(Henderson-Hasselbach)方程。

如果緩衝溶液中弱酸濃度與其酸根離子濃度相等，則：，由此可看出，緩衝溶液的pH值不受稀釋所影響，然而這個結論是在忽略水的電離下得出的，如果稀釋足夠倍數，其最終結果仍是趨於pH=7。由此公式，可通過滴定來測量弱酸的酸度係數：將弱酸恰好中和至一半，此時溶液的pH即為弱酸的。

根據此式可得出下列幾點結論：

緩衝液的pH值與該酸的電離平衡常數及鹽和酸的濃度有關。弱酸的值衡定，但酸和鹽的比例不同時，就會得到不同的pH值。

酸和鹽濃度等比例增減時，溶液的pH值不變；

酸和鹽濃度相等時，緩衝液的緩衝效率為最高，比例相差越大，緩衝效率越低，緩衝液的一般有效緩衝範圍為，。

由於蛋白質及氨基酸均具有酸鹼的性質，因此在生物化學中，被用於生理機能的研究。例如，蛋白質及其氨基酸側鏈對酶的活性及蛋白質的穩定性具有重要影響。

*銨及胺類物質的數據是其接受質子后形成的銨鹽的；

**碳酸的在計算時按碳酸的實際濃度計算，若假定溶液中所有均轉化為碳酸，則其。