Kb = 1,76 x 10^-5

→ NH4OH es una base débil, por lo tanto se disocia parcialmente en solución acuosa:

                                               NH4OH  NH4⁺  + OH^–
conc. inicial:                         0,03 M                         0                        0
conc. de equilibrio:             0,03M – X                   X                        X

→ Se trata de una reacción en equilibrio. Como no sabemos la [OH^–]equilibrio ni de [NH⁴⁺]equilibrio, las designamos como X. Sí sabemos que ambas son iguales, dado que la estequiometría de la reacción nos indica que por cada mol de NH4OH que se disocia, se forma 1 mol de cada producto. En cuanto al reaccionante, en el equilibrio permanecerá la concentración inicial de él, restada la concentración que se disoció: [NH4OH]equilibrio = conc. inicial –X

Kb = [NH4⁺] x [OH–] / [NH4OH]

1,76 x 10^-5 = X x X / (0,03 – X)

1,76 x 10^-5 = X2 / (0,03 – X)

Si [base]inicial / Kb ≥ 100, la X en el denominador de la ecuación se puede despreciar, dado que X (los moles/L que se disocian) sería un valor muy pequeño comparado con la concentración inicial. En este caso:

0,03 / 1,76 x 10^-5= 1704,5 y, por lo tanto, podemos despreciar X.

Entonces, nos queda:

1,76 x 10^-5 = X² / 0,03

X² = 1,76 x 10^-5 x 0,03 = 5,28 x 10^-7

X = √ 5,28 x 10^-7

X = 7,266 x 10^-4

→ [OH^–] = 7,27 x 10^-4 M

→ pOH = – log [OH^–]
pOH = – log 7,27 x 10^-4 = 3,14

→ [H⁺]
[H⁺] x [OH^–] = 1 x 10^-14
[H⁺] = 1 x 10^-14 / 7,27 x 10^-4 = 1,38 x 10^-11 M

→ pH = -log [H⁺]
pH = -log 1,38 x 10^-11 = 10,86

→ [base conjugada]

El ácido conjugado del NH4OH es el ión NH4⁺ y, como se señaló más arriba, su concentración es igual a la [OH^–].

[NH4⁺] = [OH^–] = 7,27 x 10^-4 M

Comparación de los resultados de los ejercicios 3 (NaOH, base fuerte) y 4 (NH4OH, base débil).

Recuerde que las soluciones son de igual concentración (0,03 M).

Conclusión: el NH4OH se disocia menos que el NaOH, se obtiene una menor [OH^–] en solución y, por lo tanto, el pOH es mayor y el pH es menor.