• Varianti: base biacida
• Problema duale in ambito acido
• Problema inverso

La schematizzazione di questo problema di base sul pH è la seguente

Si noti come al fine di risolvere il problema non ha alcuna importanza sapere il volume della soluzione acquosa in esame.

SOLUZIONE
Una base forte (di fatto, all'atto pratico, alcuni specifici idrossidi) si dissocia completamente in acqua secondo la reazione generale (se monoacida)
MeOH => Me⁺ + OH^-
(si noti la freccia singola in reazione) che nel caso in oggetto diviene
KOH => K⁺ + OH^-

Emerge che ogni mole di idrossido libera una mole di ioni OH^-; di conseguenza ogni mole per litro di soluzione di base libera una mole per litro di ioni OH^-. Nota quindi C_b, essa è pari anche alla [OH^-] in soluzione. Dalla definizione di pOH è immediato ricavare il pOH (cfr questo problema elementare) e da esso il pH (cfr questo problema elementare sul ph).

Dal punto di vista numerico si ha:
[OH^-] = C_b = 0,04 mol/l
pOH = 1,40
e in fine
pH = 14 - pOH = 12,6

Osservazione: sotto l'ipotesi che la concentrazione C_b sia tale da poter trascurare l'autoprotolisi dell'acqua, il pH può essere immediatamente ricavato tramite la relazione:

Base biacida

La dissociazione in acqua si presenta come
Ba(OH)₂ => Ba⁺⁺ + 2OH^-

Emerge che ogni mole di idrossido libera 2 moli di ioni OH^-; di conseguenza ogni mole per litro di soluzione di base libera 2 moli per litro di ioni OH^-, cioè il doppio del valore di C_b. Il calcolo del pOH è a questo punto facilissimo, essendo per una base biacida forte automaticamente noto dalla conoscenza di C_b. Segue:
[OH^-] = 2*C_b = 0,06 mol/l
e quindi (cfr questo problema elementare)
pOH = 1,22
In fine il pH si calcola come segue (cfr questo problema elementare sul pH)
pH = 14 - pOH = 12,78

Osservazione: il comportamento delle basi deboli biacide è completamente diverso! Di conseguenza quanto mostrasto qui sopra non può essere applicato a tali tipi di composti.