NH4+(aq) + OH-(aq) → NH3(aq) + H2O(l)
Poiché i volumi delle due soluzioni sono identici e la concentrazione della soluzione di NaOH è inferiore a quella del cloruro d’ammonio, a fine reazione sono presenti in soluzione sia ammoniaca sia l'eccesso di ioni NH4+; sarebbe quindi logico calcolare il pH in prima approssimazione a partire dalla relazione [OH-] = Kb · nb / ns. Non so da dove provenga l’informazione che il pH debba essere calcolato tenendo conto soltanto dell’eccesso di ioni ammonio. Ammettendo che la fonte sia attendibile, posso ipotizzare che per un qualche motivo, per esempio a seguito del riscaldamento della soluzione, l’ammoniaca, che a temperatura ambiente è un gas, si allontani dalla soluzione stessa. In tal caso a fine reazione resterebbero soltanto ioni ammonio e il pH potrebbe essere calcolato, in prima approssimazione, a partire dalla relazione [H+]2 = Ka · Ca; gli ioni ammonio, infatti, reagiscono con le molecole di acqua comportandosi da acido debole secondo la reazione di idrolisiNH4+(aq) + H2O(l) → NH3(aq) + H3O+(aq)
A partire dal testo dell’esercizio che mi proponi, in cui non c’è alcun riferimento a condizioni che potrebbero favorire l’allontanamento dell’ammoniaca dalla soluzione, è corretto considerare la soluzione finale come una soluzione tampone e calcolare il pH tenendo conto sia della quantità in moli di ammoniaca che si è formata, nb, sia della quantità in moli di ioni ammonio rimasti a fine reazione, ns. Ora tocca a te decidere… Buon lavoro! 3