```
pH =pKa + log([A-]/[HA])
```
Dove:
- Il pH è il pH della soluzione
- pKa è la costante di dissociazione acida dell'HF
- [A-] è la concentrazione della base coniugata di HF (F-)
- [HA] è la concentrazione di HF
Il pKa dell'HF è 3,17. All'equilibrio, la concentrazione di F- sarà uguale alla concentrazione di H+ prodotta dalla dissociazione di HF. Pertanto, [A-] =[H+].
Sostituendo i valori nell'equazione di Henderson-Hasselbalch, otteniamo:
```
pH =3,17 + log([H+]/[0,5 M])
```
Risolvendo per [H+], otteniamo:
```
[H+] =0,5 M * 10^(3,17 - pH)
```
Il pH della soluzione può essere determinato misurando la concentrazione di H+ utilizzando un pHmetro.
A 0,5 M, HF è parzialmente dissociato, quindi dobbiamo utilizzare l'equazione quadratica per risolvere esattamente [H+]:
```
[H+]^2 + 0,5 [H+] - 10^(-3,17) =0
```
Risolvendo [H+] utilizzando la formula quadratica, otteniamo:
```
[H+] =0,25 M - √(0,0625 + 10^(-3,17))
```
```
[H+] =0,25 M - 0,21 M
```
```
[H+] =0,04 M
```
Pertanto, il pH di una soluzione HF 0,5 M è:
```
pH =-log(0,04) =1,39
```
