• Supponiamo ora di aggiungere alla soluzione tampone una piccola quantita' di base forte. In questo caso, si formera' una concentrazione stechiometrica di ioni ossidrile. Questi andranno a reagire con gli ioni idronio in soluzione per formare acqua:
  
  $${OH^-}+{H_3O^{+}}=2{H_2O}$$
  
  
  La costante di equilibrio per questa reazione e' l'inverso di $K_W$, cioe' $1\TimesTenTo{14}$.
• Il consumo di ioni idronio (dovuto alla base forte) produrra' a sua volta uno spostamento dell'equilibrio di ionizzazione dell'acido debole verso destra, per il principio di Le Chatelier:
  
  $$HA+{H_2O}\stackrel{K_A}{=}{H_3O^{+}}+A^-$$
  
  

• L'effetto globale e' dato dalla somma delle due reazioni su scritte:
  $$\begin{eqnarray*} {OH^-}+{H_3O^{+}}&\stackrel{1/K_W}{=}&2{H_2O}\\ HA+{H_2O}&\st... ..._3O^{+}}+A^-\\ \hline HA+{OH^-}&\stackrel{K_A/K_W}{=}&A^-+{H_2O} \end{eqnarray*}$$
  
  
  Si vede che, anche se $K_A$ e' piccola, la costante di equilibrio per la reazione globale e' molto grande a causa di $K_W$ al denominatore. Cio' significa che la reazione si puo' considerare completa e quindi tutti gli ioni ossidrile prodotti dall'aggiunta della base forte vengono consumati. Di conseguenza, si avra' anche in questo caso una variazione di $pH$ molto piccola.
• Di nuovo, va osservato che e' essenziale una concentrazione apprezzabile di acido debole, in modo che esso non diventi il reagente limitante per la reazione di consumo degli ioni ossidrile.