Il problema ha un duale in ambito basico.

La schematizzazione di questo problema di base sul pH è la seguente

Si noti come al fine di risolvere il problema non ha alcuna importanza sapere il volume della soluzione acquosa in esame.

SOLUZIONE
Un sale solubile si dissocia completamente in acqua secondo la reazione generale (se i suoi ioni hanno carica uguale in valore assoluto)
(Catione)(Anione) => Catione^z+ + Anione^z-
(si noti la freccia singola usata nella reazione). Nel caso in esame si ha:
NH⁴Cl => NH⁴⁺ + Cl^-

Mentre l'anione non dà idrolisi, perché immaginabile come derivante dalla dissociazione di un acido forte (HCl), invece il catione del sale è l'acido coniugato di una base debole (NH₃). La reazione d'idrolisi acida è:
NH⁴⁺ + H₂O <==> NH₃ + H₃O⁺
governata dalla costante d'idrolisi K_i.

Che legame c'è tra la costante d'idrolisi K_i e la costante K_b della base debole? Com'è facilmente dimostrabile, il legame tra le due costanti di equilibrio è:

Da un punto di vista generale la tabellina d'equilibrio di una qualsiasi reazione d'idrolisi monoacida in soluzione acquosa associata alla specie BH⁺ (acido coniugato della base debole B) con concentrazione molare C_s sufficientemente concentrata, di modo che si possa trascurare l'autoprotolisi dell'acqua, è:

Si è preferito far figurare la più corretta specie H₃O⁺ rispetto ad H⁺, di fatto un protone libero, che non rispecchia la realtà delle cose in soluzione, ma che tuttavia è molto spesso utilizzata nei problemi sul pH non universitari per semplicità di notazione. Si ricorda inoltre che le costanti K_b caratterisitiche delle varie basi deboli si trovano tabulate in letteratura (nel libro di testo, nell'eserciziario, ma ce le si può agevolmente procurare anche dal web) il che equivale a dire che la K_b non è rigorosamente necessiario che si fornita assieme al testo del problema, sebbene per comodità sia spesso data direttamente, come fatto qui.

Avendo la situazione del sistema all'equilibrio, si ricava l'equazione risolvente per questo problema fondamentale sul pH. Si tratta di una equazione numerica fratta:

	x2
Ki =	---------
	Cs-x

Nel caso del problema assunto come esempio e sotto l'ipotesi di poter trascurare l'autoprotolisi dell'acqua, la tabellina dell'equilibrio diviene:

L'equazione risolvente è quindi

La risoluzione dell'equazione in x=[H₃O⁺] dà la concentrazione degli ioni ossonio in soluzione all'equilibrio che è proprio il dato che si deve conoscere al fine di calcolare il pH dalla sua definizione. Al fine di velocizzare il calcolo si può risolvere un'equazione semplificata sotto l'ipotesi che x << C_s (nel caso specifico x << 0,08), ossia se la concentrazione dell'acido è molto più grande, almeno un ordine di grandezza, della concentrazione finale degli ioni H₃O⁺, con errore trascurabile (di fatto sulla terza cifra dopo la virgola). Di conseguenza si procede a risolvere l'equazione semplificata

dalla quale si ricava l'equazione

e per le proprietà dei logaritmi e ricordando il legame tra K_i e K_b e la definizione di pH, dalla precedente deriva la relazione

È bene ribadire che tale formula ha una precisa condizione di validità e cioè che [H₃O⁺] << C_s. In caso contrario, l'uso di tale relazione non fornisce il valore corretto del pH, valore che si ottiene allora risolvendo necesariamente l'equazione numerica fratta completa.

Sostituendo i valori del problema preso come esempio si ottiene:

da cui pH = 5,17.