O ácido nitroso é um ácido fraco e sua dissociação é representada como,
$$HNO_2 \rightleftharpoons H^+ + NO_2^-$$

O pH de um ácido fraco pode ser calculado usando a seguinte fórmula:
$$pH =-\log[H^+]$$
onde [H ^ +] é a concentração de íons hidrogênio em moles por litro (M).

A constante de dissociação (Ka) para ácido nitroso é 4,5 x 10^(-4) a 25°C. O Ka é uma medida da força de um ácido, e quanto menor o Ka, mais fraco é o ácido. Para ácido nitroso:

$$Ka =[H^+][NO_2^-]/[HNO_2]$$
Assumindo que x é a concentração de íons H^+ e NO2- produzidos no equilíbrio, e a concentração inicial de HNO2 é C, então:
$$[H^+] =[NO_2^-] =x$$
$$[HNO_2] =C -x$$

Substituindo essas concentrações na expressão Ka:
$$4,5 \vezes 10^{−4} =x^2/(C - x)$$

No equilíbrio, a concentração da base conjugada, NO2-, é pequena comparada à concentração inicial de HNO2, então podemos assumir que C ≈ [HNO2] no denominador. Portanto, simplificando a equação, temos:
$$x^2 + (4,5 \vezes 10^{-4})x - (4,5 \vezes 10^{-4})C =0$$

Resolvendo para x, a concentração de íons hidrogênio:
$$x =\frac{-b ± √(b^2 - 4ac)}{2a}$$

onde a =1, b =4,5 x 10^(-4) e c =-(4,5 x 10^(-4))C.
Cálculo da concentração de íons hidrogênio (x):
$$x =\frac{-(4,5 \vezes 10^{-4}) ± √((4,5 \vezes 10^{-4})^2 - 4(1)(-4,5 \vezes 10^{-4 })C)}{2(1)}$$
$$x =\frac{4,5 \vezes 10^{-4} ± 0,0198C}{2}$$

Como a concentração de íons hidrogênio não pode ser negativa, extraímos a raiz positiva:
$$x =\frac{0,0198C + 4,5 \vezes 10^{-4}}{2}$$

Substituindo a expressão Ka na equação:
$$x =\frac{Ka[HNO_2] + Ka}{2}$$
$$x =\frac{(4,5 \vezes 10^{-4})[HNO_2] + 4,5 \vezes 10^{-4}}{2}$$

A 25°C:
$$pH =-\log \left(\frac{(4,5 \times 10^{-4})[HNO_2] + 4,5 \times 10^{-4}}{2}\right)$$

Por exemplo:
Se [HNO2] =0,1 M:
$$pH =-\log \esquerda(\frac{(4,5 \vezes 10^{-4})(0,1) + 4,5 \vezes 10^{-4}}{2}\direita) =2,85$$

Portanto, o pH de uma solução de ácido nitroso 0,1 M é aproximadamente 2,85.