```
pH =pKa + log([A-]/[HA])
```
dónde:
- pH es el pH de la solución.
- pKa es la constante de disociación ácida del HF
- [A-] es la concentración de la base conjugada de HF (F-)
- [HA] es la concentración de HF
El pKa de la IC es 3,17. En equilibrio, la concentración de F- será igual a la concentración de H+ producida por la disociación del HF. Por lo tanto, [A-] =[H+].
Sustituyendo los valores en la ecuación de Henderson-Hasselbalch, obtenemos:
```
pH =3,17 + log([H+]/[0,5 M])
```
Resolviendo para [H+], obtenemos:
```
[H+] =0,5 M * 10^(3,17 - pH)
```
El pH de la solución se puede determinar midiendo la concentración de H+ con un medidor de pH.
A 0,5 M, el HF está parcialmente disociado, por lo que necesitamos usar la ecuación cuadrática para resolver [H+] exactamente:
```
[H+]^2 + 0,5 [H+] - 10^(-3,17) =0
```
Resolviendo para [H+] usando la fórmula cuadrática, obtenemos:
```
[H+] =0,25 M - √(0,0625 + 10^(-3,17))
```
```
[H+] =0,25 M - 0,21 M
```
```
[H+] =0,04M
```
Por tanto, el pH de una solución de HF 0,5 M es:
```
pH =-log(0,04) =1,39
```
