```

pH =pKa + log([A-]/[HA])

```

waar:

- pH is de pH van de oplossing

- pKa is de zuurdissociatieconstante van HF

- [A-] is de concentratie van de geconjugeerde base van HF (F-)

- [HA] is de concentratie HF

De pKa van HF is 3,17. Bij evenwicht zal de concentratie van F- gelijk zijn aan de concentratie van H+ die wordt geproduceerd door de dissociatie van HF. Daarom is [A-] =[H+].

Als we de waarden in de Henderson-Hasselbalch-vergelijking invullen, krijgen we:

```

pH =3,17 + log([H+]/[0,5 M])

```

Als we [H+] oplossen, krijgen we:

```

[H+] =0,5 M * 10^(3,17 - pH)

```

De pH van de oplossing kan worden bepaald door de concentratie H+ te meten met een pH-meter.

Bij 0,5 M is HF gedeeltelijk gedissocieerd, dus we moeten de kwadratische vergelijking gebruiken om [H+] precies op te lossen:

```

[H+]^2 + 0,5 [H+] - 10^(-3,17) =0

```

Als we [H+] oplossen met behulp van de kwadratische formule, krijgen we:

```

[H+] =0,25 M - √(0,0625 + 10^(-3,17))

```

```

[H+] =0,25 M - 0,21 M

```

```

[H+] =0,04 M

```

Daarom is de pH van een 0,5 M HF-oplossing:

```

pH =-log(0,04) =1,39

```