Rozwiązanie:

Na początku przeliczamy ile moli amoniaku wprowadzono do roztworu. Pamiętamy, że 1 mol dowolnego gazu zajmuję objętość 22,4 dm³ w warunkach normalnych.

$22,4d{m}^3-1mol$  

$3d{m}^3-x$  

$x=0,134mol$   - tyle moli amoniaku wprowadzono do roztworu

Znając objętość roztworu obliczamy stężenie molowe otrzymanego roztworu:

$C_m=\frac{0,134mol}{0,5857d{m}^3}=0,229\frac{mol}{d{m}^3}$   - stężenie molowe roztworu

Amoniak w wodzie ulega hydrolizie zgodnie z równaniem:

$N{H}_3+H_{2}O\rightleftarrows N{H}_4^{+}+O{H}^{-}$   

Biorąc pod uwagę równanie możemy zapisać:

$\left[N{H}_4^{+}\right]=\left[O{H}^{-}\right]=x$  

Zapisujemy wyrażenie na stałą dysocjacji zasadowej amoniaku:

$K=\frac{\left[N{H}_4^{+}\right]\left[O{H}^{-}\right]}{\left[N{H}_3\right]}$   

Wstawiamy dane do równania:

$1,8\cdot {10}^{-5}=\frac{x\cdot x}{0,229}$  

$x=0,002\frac{mol}{d{m}^3}=\left[O{H}^{-}\right]$    - otrzymany wynik równy jest stężeniu jonów OH^- w roztworze

Obliczamy pOH roztworu i przeliczamy go na pH:

$pOH=-\log \left(\left[O{H}^{-}\right]\right)$  

$pOH=-\log \left(0,002\right)$  

$pOH=2,7$  

$pH=11,3$  

Woda destylowana posiada pH = 7, obliczamy jaka zmiana pH zaszła w roztworze:

$\Delta pH=11,3-7=4,3$        

Odpowiedź: Woda destylowana posiada pH = 7. Po wprowadzeniu amoniaku pH roztworu wzrosło do 11,3 czyli o 4,3 jednostki.