قاعدة ضعيفة

بما أن القلويات مستقبلات للبروتونات، يستقبل القلوي أيونهيدروجين من الماء، H₂O وما يتبقى من تركيز H+ في المحلول يحدد أس هيدروجيني للمحلول، ويكون تركيز H+ في القلويات الضعيفة عالياً لأنها تستقبل بروتونات أقل من القلويات القوية، مسبباً بقاء كمية أكبر من أيونات الهيدروجين في المحلول.

عادة ما يستخدم تركيز OH^- لحساب pOH أولاً ثم عن طريق pOH يتم حساب pH للمحلول. السبب في استخدام هذه الطريقة هو أن تركيز H⁺ لا يدخل في التفاعل بينما يدخل تركيز OH^- في التفاعل.

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

وبضرب تركيز الحمض القرين (مثل NH₄⁺ ) والقلوي القرين مثل (NH₃) نحصل على ما يلي:

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

وبما أن ${\displaystyle {K_{w}}=[H_{3}O^{+}][OH^{-}]}$ فإن ${\displaystyle K_{a}\times K_{b}=K_{w}}$

وبأخذ اللوغاريتم لجانبي المعادلة نحصل على ما يلي:

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

وأخيراً، نضرب طرفي المعادلة بـ -1 لنحصل على:

${\displaystyle pK_{a}+pK_{b}=pK_{w}=14.00}$

وبعد الحصول على pOH من المعادلة السابقة، يمكن احتساب قيمة pH عن طريق المعادلة pH = pK_w - pOH حيث pK_w = 14.00

تعاني القلويات الضعيفة توازناً كيميائياً كما هو الحال في الحوامض الضعيفة، ويستخدم ثابت التأين القلوي (K_b) أو (ثابت التحلل القلوي) لتقدير قوة القلوي، فعل سبيل المثال عند إضافة الأمونيا إلى في الماء، نحصل على ما يلي:

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

القلويات التي لها ثابت تأين عال تكون أكثر تأيناً في محاليلها المائية وتكون قلويات قوية.

NaOH (صلب) (هيدروكسيد الصوديوم مادة قلوية أقوى من (CH₃CH₂)₂NH) (سائل) (ثنائي اثيلامين) والذي هو بدوره أقوى من (NH₃) (غاز) الأمونيا، وكلما ضعفت القلويات كلما قل ثابت تأينها.

• الألانين C₃H₇NO₂

• الأمونيا NH₃

• مثيل أمين

• البريدين

• قلوي قوي

• حمض ضعيف

• بوابة الكيمياء