• $pH$ di una soluzione contenente una base forte.
  E' perfettamente analogo al caso di un acido forte. Indichiamo con $C_0$ la concentrazione iniziale della generica base $B$. Siccome la base e' forte, si puo' assumere che la reazione di ionizzazione basica:
  
  $$B+{H_2O}=BH^++{OH^-}$$
  
  
  sia completa, ovvero che la costante di equilibrio relativa alla reazione sia molto grande ( $K_B\rightarrow\infty$).
  Da notare che abbiamo scritto una generica base forte di Lowry e Brönsted, cioe' una specie che acquista protoni dall'acqua. Nel caso la base sia un idrossido come $NaOH$, la specie basica vera e propria e' lo ione ossidrile che si forma in seguito alla dissociazione:
  
  $$NaOH={Na^+}+{OH^-}$$
  
  
  In entrambi i casi, come si vede, l'effetto e' quello di produrre un aumento della concentrazione di ioni ossidrile in soluzione.
  In analogia a quanto visto nel caso di un acido forte, va osservato che gli ioni ossidrile in soluzione provengono sia dalla ionizzazione della base che dall'autoionizzazione dell'acqua. Tuttavia, per motivi analoghi a quelli gia' visti nel caso precedente, se $C_0$ non e' troppo piccola, la concentrazione di ioni ossidrile provenienti dall'autoionizzazione dell'acqua puo' venire ragionevolmente trascurata.
  In tale ipotesi, dalla stechiometria della reazione di ionizzazione basica e dall'assunzione della sua completezza si ricava:
  
  $$\ConcOf{{OH^-}}=C_0$$
  
  
  Infine, per il calcolo del $pH$, basta osservare che le concentrazioni di ioni idronio e ossidrile sono sempre legate dalla legge dell'azione di massa per l'autoionizzazione dell'acqua:
  $$\begin{eqnarray*} \ConcOf{{H_3O^{+}}}\ConcOf{{OH^-}}&=&K_W\\ \ConcOf{{H_3O^{+}}... ...H^-}}}\\ pH&=&-\log\Parenthesis{\frac{K_W}{\ConcOf{{OH^-}}}}\\ \end{eqnarray*}$$