```
pH =pKa + log([A-]/[HA])
```
où:
- Le pH est le pH de la solution
- pKa est la constante de dissociation acide du HF
- [A-] est la concentration de la base conjuguée de HF (F-)
- [HA] est la concentration de HF
Le pKa de l'HF est de 3,17. A l'équilibre, la concentration de F- sera égale à la concentration de H+ produite par la dissociation de HF. Par conséquent, [A-] =[H+].
En substituant les valeurs dans l'équation de Henderson-Hasselbalch, nous obtenons :
```
pH =3,17 + log([H+]/[0,5 M])
```
En résolvant [H+], on obtient :
```
[H+] =0,5 M * 10^(3,17 - pH)
```
Le pH de la solution peut être déterminé en mesurant la concentration de H+ à l’aide d’un pH-mètre.
À 0,5 M, HF est partiellement dissocié, nous devons donc utiliser l'équation quadratique pour résoudre exactement [H+] :
```
[H+]^2 + 0,5 [H+] - 10^(-3,17) =0
```
En résolvant [H+] à l’aide de la formule quadratique, nous obtenons :
```
[H+] =0,25 M - √(0,0625 + 10^(-3,17))
```
```
[H+] =0,25 M - 0,21 M
```
```
[H+] =0,04M
```
Le pH d’une solution 0,5 M HF est donc :
```
pH =-log(0,04) =1,39
```
