弱鹼

布朗斯特-勞里酸鹼理論中，弱鹼指在水溶液中不完全電離的鹼，意即質子化反應不完全。一般鹼的pH值範圍為7~14，其中7為中性，14則為強鹼性，可通過以下公式計算：

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

相對強鹼而言，弱鹼從水分子接受質子的能力較差，因而溶液中H⁺濃度更高，pH值較低。

鹼陰離子的電離平衡不涉及H⁺，通常以OH⁻離子濃度先計算pOH：

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

共軛酸（如NH₄⁺）與共軛鹼（如NH₃）的酸鹼平衡式相乘，得到：

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

由於 ${K_{w}}=[H_{3}O^{+}][OH^{-}]$ ，因此 $K_{a}\times K_{b}=K_{w}$ 。

等式兩邊同時取對數，得：

logK_{a}+logK_{b}=logK_{w}

最後等式兩邊同乘-1，結果為：

pK_{a}+pK_{b}=pK_{w}=14.00

pH值可由已知的pOH值代入下式計算：

pH = pK_w - pOH，pK_w = 14.00

與弱酸類似，弱鹼在水中也存在電離平衡，其反應平衡常數稱作K_b，可作為鹼強弱的量度。強鹼電離過程完全，K_b值也較大。弱鹼，如氨在溶於水時存在下列平衡：

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

pH值計算涉及的H⁺濃度與OH⁻濃度通過水的離子積聯繫起來，K_w = 1.0x10⁻¹⁴，見水的自偶電離。強鹼中H⁺濃度較低，即OH⁻濃度更高，K_b更大。

反應平衡

通常以鹼的共軛酸百分比來描述弱鹼的鹼性強弱。若共軛酸濃度更大，則表明pH值更大，若更小則相反。弱鹼的共軛酸濃度通常較低。

酸鹼平衡式為：

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

，B表示鹼

Percentage\ protonated={molarity\ of\ HB^{+} \over \ initial\ molarity\ of\ B}\times 100\%={[{HB}^{+}] \over [B]_{initial}}{\times 100\%}

式中[B]_initial表示假想的反應發生前鹼的摩爾濃度。

計算0.20 mol/L吡啶水溶液的pH及酸型所占的百分比，吡啶：C₅H₅N，K_b為1.8 x 10⁻⁹。

首先寫出酸鹼平衡反應式：

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

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

濃度列表，單位為mol/L：

將平衡濃度代入K_b計算式	$K_{b}=\mathrm {1.8\times 10^{-9}} ={x\times x \over 0.20-x}$
假設x很小，可以忽略	$\mathrm {1.8\times 10^{-9}} \approx {x^{2} \over 0.20}$
解出x	$\mathrm {x} \approx {\sqrt {0.20\times (1.8\times 10^{-9})}}=1.9\times 10^{-5}$
檢驗 x << 0.20 的假設是否正確	$\mathrm {1} .9\times 10^{-5}\ll 0.20$ ；因此近似可行
由pOH = -log [OH⁻]，[OH⁻]=x計算pOH	$\mathrm {p} OH\approx -log(1.9\times 10^{-5})=4.7$
由pH = pK_w - pOH	$\mathrm {p} H\approx 14.00-4.7=9.3$
由[HB⁺] = x，[B]_initial = 0.20計算酸型的百分比	$\mathrm {p} ercentage\ protonated={1.9\times 10^{-5} \over 0.20}\times 100\%=0.0095\%$