Ejercicio resuelto de pH · Química · Extremadura · 2026

El amoniaco es un compuesto químico muy versátil, utilizado principalmente como un potente limpiador desengrasante doméstico e industrial para superficies, cristales y manchas difíciles. Además, es fundamental en agricultura como fertilizante nitrogenado y en la industria para producir plásticos, explosivos y refrigerantes. Se sabe que, en una disolución acuosa, el amoniaco está disociado al 5 %, según la reacción:

${\text{NH}}_3+{\text{H}}_2\text{O}\rightleftharpoons {\text{NH}}_4^{+}+{\text{OH}}^{-}$

a) Calcule la concentración inicial de amoniaco. [0,75 puntos]

b) Calcule la concentración de todas las especies en el equilibrio. [1 punto]

c) Averigüe el pH de la disolución. [0,75 puntos]

Datos: $K_b=\mathrm{1,75}\cdot {10}^{-5}$.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Calcule}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{concentraci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{inicial}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{amoniaco.}}\mathbf{\text{[0,75}}\mathbf{\text{puntos]}}$

El amoniaco es una base débil y su equilibrio de ionización se describe con la constante $K_b$. Llamamos $c$ a la concentración inicial y $\alpha$ al grado de disociación, que el enunciado da como el 5 %, es decir, $\alpha =\mathrm{0,05}$.

$\text{Especie}$	${\text{NH}}_3$	${\text{NH}}_4^{+}$	${\text{OH}}^{-}$ Inicial	$c$	0	0 Reaccionan / se forman	$-c\alpha$	$+c\alpha$	$+c\alpha$ Equilibrio	$c(1-\alpha )$	$c\alpha$	$c\alpha$

$K_b={\displaystyle \frac{[{\text{NH}}_4^{+}][{\text{OH}}^{-}]}{[{\text{NH}}_3]}}={\displaystyle \frac{c^2{\alpha }^2}{c(1-\alpha )}}={\displaystyle \frac{c{\alpha }^2}{1-\alpha }}$

Despejamos la concentración inicial y sustituimos.

$c={\displaystyle \frac{K_b(1-\alpha )}{{\alpha }^2}}={\displaystyle \frac{\mathrm{1,75}\cdot {10}^{-5}\cdot \mathrm{0,95}}{{\mathrm{0,05}}^2}}={\displaystyle \frac{\mathrm{1,6625}\cdot {10}^{-5}}{\mathrm{2,5}\cdot {10}^{-3}}}$

$c=\mathrm{6,65}\cdot {10}^{-3}\text{ mol}{\text{L}}^{-1}$

La concentración inicial de amoniaco es $\mathrm{6,65}\cdot {10}^{-3}\text{ M}$.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Calcule}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{concentraci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{todas}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{especies}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{equilibrio.}}\mathbf{\text{[1}}\mathbf{\text{punto]}}$

Basta llevar el valor de $c$ a la última fila de la tabla.

$[{\text{NH}}_4^{+}]=[{\text{OH}}^{-}]=c\alpha =\mathrm{6,65}\cdot {10}^{-3}\cdot \mathrm{0,05}=\mathrm{3,325}\cdot {10}^{-4}\text{ M}$

$[{\text{NH}}_3]=c(1-\alpha )=\mathrm{6,65}\cdot {10}^{-3}\cdot \mathrm{0,95}=\mathrm{6,3175}\cdot {10}^{-3}\text{ M}$

Se comprueba el resultado sustituyendo en la constante: ${\displaystyle \frac{{(\mathrm{3,325}\cdot {10}^{-4})}^2}{\mathrm{6,3175}\cdot {10}^{-3}}}=\mathrm{1,75}\cdot {10}^{-5}$.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Averig}}\ddot{\mathbf{\text{u}}}\mathbf{\text{e}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{pH}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{disoluci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n.}}\mathbf{\text{[0,75}}\mathbf{\text{puntos]}}$

La disolución es básica, así que se calcula primero el pOH a partir de la concentración de iones hidróxido.

$\text{pOH}=-\log [{\text{OH}}^{-}]=-\log (\mathrm{3,325}\cdot {10}^{-4})=\mathrm{3,48}$

$\text{pH}=14-\text{pOH}=14-\mathrm{3,48}=\mathrm{10,52}$

El pH de la disolución es 10,52, claramente básico, como corresponde a una disolución de amoniaco.