```
pH =pKa + log([A-]/[HA])
```
där:
- pH är lösningens pH
- pKa är syradissociationskonstanten för HF
- [A-] är koncentrationen av den konjugerade basen av HF (F-)
- [HA] är koncentrationen av HF
pKa för HF är 3,17. Vid jämvikt kommer koncentrationen av F- att vara lika med koncentrationen av H+ som produceras genom dissociationen av HF. Därför är [A-] =[H+].
Genom att ersätta värdena i Henderson-Hasselbalchs ekvation får vi:
```
pH =3,17 + log([H+]/[0,5 M])
```
När vi löser för [H+] får vi:
```
[H+] =0,5 M * 10^(3,17 - pH)
```
Lösningens pH kan bestämmas genom att mäta koncentrationen av H+ med en pH-mätare.
Vid 0,5 M är HF delvis dissocierad, så vi måste använda andragradsekvationen för att lösa [H+] exakt:
```
[H+]^2 + 0,5 [H+] - 10^(-3,17) =0
```
När vi löser [H+] med den kvadratiska formeln får vi:
```
[H+] =0,25 M - √(0,0625 + 10^(-3,17))
```
```
[H+] =0,25 M - 0,21 M
```
```
[H+] =0,04 M
```
Därför är pH för en 0,5 M HF-lösning:
```
pH =-log(0,04) =1,39
```
