Šablon:Kiseline i baze Slaba baza je ona koja se nakon rastvaranja u vodi ne disocira u potpunosti, a dobijeni vodeni rastvor sadrži hidroksidne ione i dotični bazni radikal u malom udjelu, zajedno s velikim udjelom neodlučenih molekula baze.

Bazni rasponi se kreću se od pH iznad 7 (7 je neutralan, poput čiste vode) do 14 (iako neke baze veći pH od 14). Vrijednost pH ima formulu:

${\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{H}}^{+}\right]}$

Budući da su baze prihvatitelji protona, baza prima vodikov ion iz vode, H₂, a preostali H ⁺ određuje koncentracija u rastvoru. Slabe baze imat će veću koncentraciju H⁺ jer su manje u potpunosti protonirane od jačih baza i, stoga, u rastvoru ostaje više vodikovih iona. Ako se u formulu uključi veća koncentracija H⁺, rezultat će biti nizak pH. Međutim, pH baza obično se izračunava pomoću koncentracije OH^– kada se prvo pronađe pOH. To se događa jer koncentracija H⁺ nije dio reakcije, dok je koncentracija OH^– jeste.

${\displaystyle {\mbox{pOH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{OH}}^{-}\right]}$

Umnožavanjem konjugirane kiseline (poput NH₄⁺) i konjugatne baze (poput NH ₃ ) dobija se sljedeće:

${\displaystyle K_{a}\times K_{b}={[H_{3}O^{+}][NH_{3}] \over [NH_{4}^{+}]}\times {[NH_{4}^{+}][OH^{-}] \over [NH_{3}]}=[H_{3}O^{+}][OH^{-}]}$

budući da je ${\displaystyle {K_{w}}=[H_{3}O^{+}][OH^{-}]}$ tada, ${\displaystyle K_{a}\times K_{b}=K_{w}}$

Uzimanjem logaritama obje strane jednačine postiže se sljedeće:

${\displaystyle logK_{a}+logK_{b}=logK_{w}}$

Konačno, množeći jednačinu s –1, ona se pretvara u:

${\displaystyle pK_{a}+pK_{b}=pK_{w}=14,00}$

Nakon dobijanja pOH-a iz prethodne formule pOH, pH se može izračunati pomoću formule: pH = pK_w–pOH gdje je pK_w = 14,00. Slabe baze postoje u hemijskoj ravnoteži gotovo na isti način kao što to rade slabe kiseline, sa konstantom disocijacijom baze (K_b) što ukazuje na jačinu baze. Naprimjer, kada se amonijak stavi u vodu, postavlja se sljedeća ravnoteža:

${\displaystyle \mathrm {K_{b}={[NH_{4}^{+}][OH^{-}] \over [NH_{3}]}} }$

Baze koje imaju veliki K_b će se ionizirati potpunije i time su jače baze. Kao što je gore navedeno, pH rastvora ovisi o koncentraciji H⁺ koja je povezana s koncentracijom OH^– konstantom samoionizacija ('K_w' = 1,0 x 10⁻¹⁴). Jaka baza ima nižu koncentraciju H⁺ jer su u potpunosti protonizirani, a manje vodikovih iona ostaju u rastvoru. Niža koncentracija H⁺ znači i veću koncentraciju OH^–, a samim tim i veći K_b. NaOH je jača baza nego CH₃CH₂)₂NH (l) (dietilamin) koji je jača baza nego NH₃ (g) (amonij). Kako baze slabe, to vrijednosti K_b postaju manje.^[1]

Kao što je gore navedeno, jačinaa baze ovisi prije svega o pH. Da bi lakše opisati jačinu slabih baza, korisno je znati postotak protoniranja – postotak baznih molekula koje su protonirane. Niži postotak odgovarat će nižem pH, jer oba broja proizlaze iz količine protoniranja. Slaba baza je manje protonirana, što dovodi do nižeg pH i nižeg postotka protoniranja.^[2] Tipska ravnoteža prenosa protona izgleda ovako:

${\displaystyle B(aq)+H_{2}O(l)\leftrightarrow HB^{+}(aq)+OH^{-}(aq)}$

B predstavlja bazu

${\displaystyle Peostotak\ protoniranih={molarnost\ za\ HB^{+} \over \ inicijalna\ molarnost\ za\ B}\times 100\%={[{HB}^{+}] \over [B]_{inicijal}}{\times 100\%}}$

U ovoj formuli, [B]_inicijal je početna koncentracija baze pretpostavljajući da nije došlo do protoniranja.

Izračunavanje pH i postotak protonacije 0,20 M vodenog rastvora piridina , C₅H₅N. K_b for C₅H₅N je 1,8 x 10⁻⁹.^[3]

Prvo se napišw ravnoteža prenosa protona;

${\displaystyle \mathrm {H_{2}O(l)+C_{5}H_{5}N(aq)\leftrightarrow C_{5}H_{5}NH^{+}(aq)+OH^{-}(aq)} }$

${\displaystyle K_{b}=\mathrm {[C_{5}H_{5}NH^{+}][OH^{-}] \over [C_{5}H_{5}N]} }$

Tabela ravnoteže, sa svim koncentracijama u molovima po litru

Zamjena ravnoteže molarnosti u konstantu baznosti	${\displaystyle K_{b}=\mathrm {1,8\times 10^{-9}} ={x\times x \over 0,20-x}}$
Može se pretpostaviti da je x toliko mali da će biti besmislen kad koristimo značajne brojke.	${\displaystyle \mathrm {1,8\times 10^{-9}} \approx {x^{2} \over 0,20}}$
Rješenje za x.	${\displaystyle \mathrm {x} \approx {\sqrt {0,20\times (1,8\times 10^{-9})}}=1,9\times 10^{-5}}$
Provjerite pretpostavku da je x << 0,20	${\displaystyle \mathrm {1} .9\times 10^{-5}\ll ,20}$; pa aproksimacija vrijedi
Ako se traži pOH za pOH = -log [OH−] sa [OH−]=x	${\displaystyle \mathrm {p} OH\approx -log(1,9\times 10^{-5})=4,7}$
Od pH = pKwx–pOH,	${\displaystyle \mathrm {p} H\approx 14,00-4,7=9,3}$
Iz jednačinee za procenat protoniranih s [HB+] = x i [B]inicial = 0,20,	${\displaystyle \mathrm {P} ostotak\ protoniranih={1,9\times 10^{-5} \over 0,20}\times 100\%=0,0095\%}$

Prosječno 0,0095% piridina je protonizirani oblik C₅H₅NH⁺.

• Alanin
• Amonij, NH₃
• Metilamin, CH₃NH₂
• Amonij-hidroksid, NH₄OH

• Primjer slabe baze je amonijak. Ne sadrži hidroksidne ione, ali reagira s vodom dajući amonijeve i hidroksidne ione.^[4]
• Položaj ravnoteže varira od baze do baze, kada slaba baza reagira s vodom. Što je dalje lijevo, baza je slabija.^[5]
• Kada postoji gradijent vodikovih iona između dvije strane biološke membrane, koncentracija nekih slabih baza je fokusirana na samo jednu stranu membrane.^[6] Slabe baze imaju tendenciju nakupljanja u kiseloj tekućini.^[6] Želučana kiselina sadrži veću koncentraciju slabe baze od plazme.^[6] Kiseli urin, u poređenju sa alkalnim urinom, brže luči slabe baze.^[6]

• Jaka baza
• Slaba kiselina

• Guide to Weak Bases from Georgetown course notes
• Article on Acidity of Solutions of Weak Bases from Intute