$$Kb =\frac{[NH4+][OH-]}{[NH3]}$$
där Kb är basjoniseringskonstanten för ammoniak, [NH4+] är koncentrationen av ammoniumjoner, [OH-] är koncentrationen av hydroxidjoner och [NH3] är koncentrationen av ammoniak.
Vid en koncentration av 0,1 M är joniseringen av ammoniak inte signifikant, och koncentrationen av ammoniumjoner och hydroxidjoner kan anses vara försumbar jämfört med koncentrationen av ammoniak. Därför kan vi förenkla uttrycket för jämviktskonstanten till:
$$Kb =\frac{[OH-]^2}{[NH3]}$$
Om man antar fullständig dissociation av vatten är koncentrationen av hydroxidjoner lika med kvadratroten av den joniska produkten av vatten (Kw):
$$[OH-] =\sqrt{Kw} =\sqrt{1,0 \times 10^{-14}} =1,0 \times 10^{-7} \ M$$
Genom att ersätta koncentrationen av hydroxidjoner i det förenklade uttrycket för jämviktskonstant får vi:
$$Kb =\frac{(1,0 \times 10^{-7})^2}{[NH3]}$$
$$[NH3] =\frac{1,0 \times 10^{-14}}{Kb} =\frac{1,0 \times 10^{-14}}{1,8 \times 10^{-5}} =5,56 \ gånger 10^{-10} \ M$$
Den procentuella joniseringen av ammoniak beräknas enligt följande:
$$Procent \ jonisering =\frac{[NH4+]}{[NH3] + [NH4+]} \times 100$$
Eftersom koncentrationen av ammoniumjoner är försumbar jämfört med koncentrationen av ammoniak, kan vi förenkla uttrycket till:
$$Procent \ jonisering =\frac{[NH4+]}{[NH3]} \times 100$$
Genom att ersätta koncentrationen av ammoniak som vi beräknade tidigare får vi:
$$Procent \ jonisering =\frac{5.56 \times 10^{-10}}{0.1} \times 100 =5.56 \times 10^{-9} \%$$
Därför är den procentuella joniseringen av ammoniak vid en koncentration av 0,1 M ungefär 5,56 × 10^{-9} %.
