Este documento calcula el pH de una disolución de amoníaco 0,1 M aplicando la constante de equilibrio de ionización de NH3. Se establece la ecuación de equilibrio químico y la expresión de la constante de ionización. Resolviendo la ecuación de segundo grado que surge, se obtiene que la concentración de iones OH- es 1,34x10-3 M. A partir de ahí, se calcula el pOH y luego el pH, cuyo valor final es 11,1.

1. Calcula el pH de una disolución de amoníaco, NH3 0,1
M
Kb( NH3) = 1,8· 10-5
Tenemos un electrólito débil, es decir parcialmente
disociado en sus iones. El NH3 es una base débil. Por
ello aplicamos la ley de
equilibro químico
Equilibrio de ionización:
NH3 + H2O  NH4
+ +
OH-
Concentración inicial 0,1 M 0 0
Concentración en equilibrio 0,1 –x x
x
Datos: Ka(NH3) = 1,8 · 10-5

2. NH3 + H2O  NH4
+ +
OH-
Concentración inicial 0,1 M 0
0
Concentración en equilibrio 0,1 –x x
x
Ka
=
NH4
+ OH-
NH3
Sustituyendo en la expresión de la constante de
equilibrio:
= 1,8 · 10-5
x · x
0,1 -
x
La ecuación de segundo grado tiene dos soluciones. El
equilibrio químico es un estado único por lo que sólo
una solución será válida.

3. NH3 + H2O  NH4
+ +
OH-
Concentración en equilibrio 0,1 –x x
x
Es x = 1,34 · 10-3
Por lo que: [OH-] = 1,34 · 10-3 M
Aplicando la definición de pOH y sustituyendo
datos:
pOH = -log[OH- ] = - log 1,34 ·
10-3 =
2,87
Y como pH + pOH = 14
pH = 14 – pOH = 14 –
2,87 =
11,1