DEFINIÇÃO DO SISTEMA SOLVENTE
Muitos solventes se autoionizam com a formação de espécies catiônicas e aniônicas, como faz a água:
2 H2O

H3O+
+
OH-
(8)
2 NH3

NH4+
+
NH2-
(9)
2 H2SO4

H3SO4+
+
HSO4-
(10)
2 OPCl3

OPCl2+
+
OPCl4-
(11)
Para o tratamento de reações ácido-base, especialmente de neutralização, muitas vezes é conveniente definir ácido como espécie que aumenta a concentração do cátion característico do solvente e base como a espécies que aumenta a concentração de ânion característico. As vantagens deste enfoque são as de conveniência. Pode-se tratar solventes não aquosos por uma analogia com água. Por exemplo:
Kw = [H3O+] [OH-] = 10-14
(12)
KAB = [A+] [B-]
(13)
onde [A+] e [B-] são as concentrações das espécies catiônicas e aniônicas, características de um solvente particular. Escalas análogas à de pH da água podem ser construídas por similaridade, com o ponto neutro igual a -1/2 log KAB, embora na prática, se tenha feito pouco trabalho deste tipo. Alguns exemplos de dados deste tipo, para solventes não aquosos estão na Tabela 2. Entretanto, sob o ponto de vista, o efeito de "nivelação" surge naturalmente. Todos os ácidos e bases mais fortes que o cátion e o ânion característicos do solvente, serão "nivelados" pelos últimos. Ácidos e bases mais fracos que os do sistema do solvente permanecerão em equilíbrio com eles. Por exemplo:
H2O
+
HClO4

H3O+
+
ClO4-
(14)
mas,
H2O
+

H3O+
+

(15) da mesma forma:
NH3
+
HClO4