• $pH$ di una soluzione contenente un acido debole.
  Sia $C_0$ la concentrazione iniziale dell'acido $HA$. Siccome ora l'acido e' debole, la reazione di ionizzazione acida non sara' completa (in questo caso, la costante di equilibrio della reazione $K_A$ avra' un valore finito). Solo una parte dell'acido inizialmente presente in soluzione si ionizzera' secondo l'equazione:
  
  $$HA+{H_2O}\stackrel{K_A}{=}{H_3O^{+}}+A^-$$
  
  
  La concentrazione delle varie specie all'equilibrio va calcolata utilizzando il metodo generale sviluppato in precedenza.
  
  $$\begin{array}{llllll} &HA&+{H_2O}&\stackrel{K_A}{=}&{H_3O^{+... ...^{+}}}&&&\ConcOf{{H_3O^{+}}}&\ConcOf{{H_3O^{+}}}\\ \end{array}$$
  
  
  Nell'impostare la trattazione dell'equilibrio di ionizzazione la concentrazione iniziale di ioni idronio nella soluzione si e' assunta nulla: cio' non e' rigorosamente valido, in quanto prima dell'aggiunta dell'acido debole, l'acqua contiene gli ioni idronio che provengono dall'autoionizzazione. Tuttavia, come gia' osservato nel caso di un acido forte, se i valori di $C_0$ e $\mathbf{K_A}$ non sono troppo piccoli, gli ioni idronio provenienti dall'autoionizzazione dell'acqua possono essere trascurati.
  Inserendo le concentrazioni di equilibrio nella legge dell'azione di massa si ottiene:
  $$\begin{eqnarray*} K_A&=&\frac{\ConcOf{{H_3O^{+}}}^2}{C_0-\ConcOf{{H_3O^{+}}}} \end{eqnarray*}$$
  
  
  che puo' essere risolta per ottenere $\ConcOf{{H_3O^{+}}}$ e quindi il $pH$.