Il problema ha un duale in ambito acido.

La schematizzazione di questo problema di base sul pH è la seguente

Si noti come al fine di risolvere il problema non ha alcuna importanza sapere il volume della soluzione acquosa in esame.

SOLUZIONE
Un sale solubile si dissocia completamente in acqua secondo la reazione generale (se i suoi ioni hanno carica uguale in valore assoluto)
(Catione)(Anione) => Catione^z+ + Anione^z-
(si noti la freccia singola usata nella reazione). Nel caso in esame si ha:
CH₃COONa => Na⁺ + CH₃COO^-

Mentre il catione non dà idrolisi, perché immaginabile come derivante dalla dissociazione di una base forte (NaOH), invece l'anione del sale è la base coniugata di un acido debole (CH₃COOH). La reazione d'idrolisi basica è:
CH₃COO^- + H₂O <==> CH₃COOH + OH^-
governata dalla costante d'idrolisi K_i.

Che legame c'è tra la costante d'idrolisi K_i e la costante K_a dell'acido debole? Com'è facilmente dimostrabile, il legame tra le due costanti di equilibrio è:

Da un punto di vista generale la tabellina d'equilibrio di una qualsiasi reazione d'idrolisi monobasica in soluzione acquosa associata alla specie A^- (base coniugata dell'acido debole HA) con concentrazione molare C_s sufficientemente concentrata, di modo che si possa trascurare l'autoprotolisi dell'acqua, è:

Si è preferito far figurare la più corretta specie H₃O⁺ rispetto ad H⁺, di fatto un protone libero, che non rispecchia la realtà delle cose in soluzione, ma che tuttavia è molto spesso utilizzata nei problemi sul pH non universitari per semplicità di notazione. Si ricorda inoltre che le costanti K_a caratterisitiche dei vari acidi deboli si trovano tabulate in letteratura (nel libro di testo, nell'eserciziario, ma ce le si può agevolmente procurare anche dal web) il che equivale a dire che la K_a non è rigorosamente necessiario che si fornita assieme al testo del problema, sebbene per comodità sia spesso data direttamente, come fatto qui.

Avendo la situazione del sistema all'equilibrio, si ricava l'equazione risolvente per questo problema fondamentale sul pH. Si tratta di una equazione numerica fratta:

	x2
Ki =	---------
	Cs-x

Nel caso del problema assunto come esempio e sotto l'ipotesi di poter trascurare l'autoprotolisi dell'acqua, la tabellina dell'equilibrio diviene:

L'equazione risolvente è quindi

La risoluzione dell'equazione in x=[OH^-] dà la concentrazione degli ioni ossonio in soluzione all'equilibrio che è proprio il dato che si deve conoscere al fine di calcolare il pOH dalla sua definizione e quindi il pH. Al fine di velocizzare il calcolo si può risolvere un'equazione semplificata sotto l'ipotesi che x << C_s (nel caso specifico x << 0,4), ossia se la concentrazione dell'acido è molto più grande, almeno un ordine di grandezza, della concentrazione finale degli ioni OH^-, con errore trascurabile (di fatto sulla terza cifra dopo la virgola). Di conseguenza si procede a risolvere l'equazione semplificata

dalla quale si ricava l'equazione

e per le proprietà dei logaritmi e ricordando il legame tra K_i e K_b e la definizione di pOH, dalla precedente deriva la relazione

ossia direttamente in termini di pH

È bene ribadire che tale formula ha una precisa condizione di validità e cioè che [OH^-] << C_s. In caso contrario, l'uso di tale relazione non fornisce il valore corretto del pH, valore che si ottiene allora risolvendo necesariamente l'equazione numerica fratta completa.

Sostituendo i valori del problema preso come esempio si ottiene:

da cui pH = 9,17.