• Da notare che si e' scelta come incognita la concentrazione di ioni idronio all'equilibrio, e quindi le altre concentrazioni vengono espresse di conseguenza. Ad esempio, per la concentrazione di equilibrio di $HA$:
  $$\begin{eqnarray*} \ConcOf{HA}&=&\ConcOfIdx{HA}{iniziale}+\ConcOfIdx{HA}{prodotto... ...&\CZeroOf{HA}+\Parenthesis{\CZeroOf{HCl}-\ConcOf{{H_3O^{+}}}}\\ \end{eqnarray*}$$
  
  

• Le concentrazioni di equilibrio devono soddisfare la legge dell'azione di massa:
  
  $$\frac{1}{K_A}=\frac{\CZeroOf{HA}+\Parenthesis{\CZeroOf{HCl}-... ...CZeroOf{NaA}-\Parenthesis{\CZeroOf{HCl}-\ConcOf{{H_3O^{+}}}}}}$$
  
  
  Questa equazione puo' essere risolta per trovare il $pH$ dopo l'aggiunta dell'acido forte.
• Tuttavia, e' possibile semplificare l'equazione osservando che, come abbiamo gia' detto in precedenza, $1/K_A$ e' molto grande (ad esempio, se l'acido debole fosse acido acetico, si avrebbe $1/K_A=5.56\TimesTenTo{4}$). Se $1/K_A$ e' molto grande, la reazione si puo' considerare completa e quindi si puo' assumere che la concentrazione di ioni idronio ``sopravvissuti'' all'equilibrio sia trascurabile rispetto al suo valore iniziale. Allora:
  $$\begin{eqnarray*} \CZeroOf{HCl}-\ConcOf{{H_3O^{+}}}&\approx&\CZeroOf{HCl}\\ \CZ... ...Of{HCl}-\ConcOf{{H_3O^{+}}}}&\approx&\CZeroOf{NaA}-\CZeroOf{HCl} \end{eqnarray*}$$
  
  

• Quindi la legge dell'azione di massa diventa:
  $$\begin{eqnarray*} \frac{1}{K_A}&=&\frac{\CZeroOf{HA}+\CZeroOf{HCl}}{\ConcOf{{H_3... ...og\frac{\CZeroOf{HA}+\CZeroOf{HCl}}{\CZeroOf{NaA}-\CZeroOf{HCl}} \end{eqnarray*}$$