Для расчета pH раствора соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, необходимо использовать систему уравнений, основанную на константах диссоциации. В вашем случае рассматривается соль аммоний бикарбонат $NH4HCO3$, которая образуется из аммониевой кислоты $NH{4}^{+}$ и бикарбонат-ионов $HCO{3}^{-}$.

Шаг 1: Определение константы степени диссоциации

Сначала вычислим константу диссоциации для соли. Мы знаем, что:

Константа кислотности $K_a$ аммониевой кислоты $NH4+$:
$$K_a=4.5\times 10^{-7}$$

Константа основности $K_b$ угольной кислоты $HCO{3}^{-}$:
$$K_b=1.76\times 10^{-5}$$

Из этих констант можно найти $K_w$ - константу ионного произведения воды $при25°C(K_w\approx 1.0\times 10^{-14})$:
$$K_w=K_a\cdot K_b$$

Шаг 2: Рассчитать pH

Для раствора 1M NH4HCO3 можно использовать уравнение, учитывающее ионное равновесие. Так как аммоний $NH{4}^{+}$ будет диссоциировать, создавая H+ и HCO3^-:

$$NH{4}^{+}\rightleftharpoons H^{+}+NH3$$

Составим уравнение на основе Ka и используем для расчета pH:

$$K_a=\frac{[H^{+}][NH3]}{[NH{4}^{+}]}$$

Поскольку концентрации всех компонентов приблизительно равны, можно записать:

$$K_a=\frac{x^2}{C-x}(C=1M)$$

При этом $x$ - это концентрация $[H^{+}]$. Для достаточно разбавленных растворов $x$ можно считать небольшой величиной по сравнению с $C$, поэтому приближаемся:

$$K_a\approx \frac{x^2}{1}⟹x^2=K_a⟹x=\sqrt{K_a}=\sqrt{4.5\times 10^{-7}}\approx 0.0006708M$$

Шаг 3: Рассчитаем pH

Теперь мы можем рассчитать pH:

$$pH=-\log [H^{+}]=-\log (0.0006708)\approx 3.17+7=10.83$$

Это значение pH будет корректно анализировать в зависимости от ионов в растворе. Объединяя эффекты как NH4^+, так и HCO3^-.

Уточнение

При диполярных солях, у которых наблюдается плоская реверсия осмотической активности, а также при рассчете pH необходимо будет использовать данный подход , уравнение равноценной реверсии. Пожалуйста уточните путь подтверждения.