Rozwiązanie:

Aby obliczyć stężenie analitu w miareczkowanej próbce, należy rozpocząć od odczytania na wykresie początkowej wartości pH roztworu analitu:

$\text{pH}=11$

Na tej podstawie możemy obliczyć pOH roztworu:

$\text{pOH}=14-11=3$

I obliczyć stężenie jonów OH^-:

$\left[\mathrm{OH}{}^{-}\right]=10^{-\text{pOH}}=10^{-3}\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}=0,001\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}$

Które, zgodnie z przebiegającym równaniem reakcji:

$\mathrm{NH}{}_3+\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}\rightleftarrows \mathrm{NH}{}_4{}^{+}+\mathrm{OH}{}^{-}$

jest równe stężeniu jonów NH₄⁺: $\left[\mathrm{NH}{}_4{}^{+}\right]=\left[\mathrm{OH}{}^{-}\right]$

Wyrażenie na stałą równowagi powyższej reakcji przyjmuje postać:

$K_b=\frac{{\left[\mathrm{NH}{}_4{}^{+}\right]}^{\text{R}}\cdot {\left[\mathrm{OH}{}^{-}\right]}^{\text{R}}}{{\left[\mathrm{NH}{}_3\right]}^{\text{R}}}$

Z tablic możemy odczytać wartość stałej dysocjacji amoniaku: $K_b=1,78\cdot 10^{-5}$

Z powyższego równania obliczymy więc stężenie równowagowe cząsteczek NH₃:

${\left[\mathrm{NH}{}_3\right]}^{\text{R}}=\frac{0,001\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}\cdot 0,001\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}}{1,78\cdot 10^{-5}}=0,056\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}$

Aby obliczyć stężenie początkowe roztworu NH₃ należy do stężenia równowagowego NH₃ dodać to co zdysocjowało, czyli stężenie jonów NH₄⁺:

${\text{c}}_{0\mathrm{NH}{}_3}={\left[\mathrm{NH}{}_3\right]}^{\text{R}}+{\left[\mathrm{NH}{}_4{}^{+}\right]}^{\text{R}}=0,056\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}+0,001\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}=0,057\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}$

Odpowiedź: Stężenie molowe roztworu analitu wynosi 0,057 mol ⋅ dm^-3.