Potężnym, ale często pomijanym czynnikiem w określaniu kwasowości i zasadowości substancji jest wpływ rozpuszczalnika (lub jego braku), w którym jest rozpuszczona.

Nie mylisz się; w fazie gazowej $ \ ce {H_3O ^ {+}} $ jest rzeczywiście silniejszym kwasem niż $ \ ce {(CH_3) _2OH ^ {+}} $, około 5 $ \ times 10 ^ {18} $. Można to zobaczyć porównując powinowactwa protonów sprzężonych zasad, eteru dimetylowego ($ \ mathrm {804 \ kJ \ mol ^ {- 1}} $) i wody ($ \ mathrm {697 \ odpowiednio kJ \ mol ^ {- 1}} $).

Innymi słowy, mol gazowego eteru dimetylowego reagującego z molem gazowych protonów uwalnia $ \ mathrm {804 \ kJ} $, podczas gdy mol gazowej wody uwalnia tylko $ \ mathrm {697 \ kJ } $. Oznacza to, że w fazie gazowej woda jest słabszą zasadą niż eter dimetylowy, co oznacza, że ​​woda protonowana jest silniejszym kwasem niż protonowany eter dimetylowy.

Dlaczego w roztworze wodnym tendencja odwraca się? Woda może tworzyć wiązania wodorowe, bardzo silny rodzaj interakcji molekularnej. $ \ ce {H_3O ^ {+}} $ ma trzy protony dostępne do oddania w postaci wiązań wodorowych, podczas gdy $ \ ce {(CH_3) _2OH ^ {+}} $ ma tylko jeden. Oznacza to, że solwatująca woda stabilizuje $ \ ce {H_3O ^ {+}} $ więcej niż $ \ ce {(CH_3) _2OH ^ {+}} $. Wyższa stabilność oznacza zmniejszoną kwasowość, a różnica okazuje się na tyle, że względny porządek kwasowości w wodzie jest odwrotny do tego w fazie gazowej.