Bueno, sí, pero apenas. Suponiendo que olvidó decir que $ C = 0.04M $ es la molaridad de la solución de HF, entonces ha aplicado sus ecuaciones correctamente.
Una preocupación aquí es que sus ecuaciones de atajo se basan en lo que a menudo se llama la «pequeña aproximación x», que dice que la cantidad de HF que realmente se disocia es tan pequeña que podemos ignorar la diferencia entre la molaridad inicial y de equilibrio de HF. ¿Es eso realmente cierto? Necesitaríamos hacer el cálculo completo para ver, comenzando de la ecuación de Ka que describe la composición de equilibrio de la solución: $$ K_a = \ frac {[{\ rm H} _3 {\ rm O} ^ {+}] [{\ rm F} ^ {-}]} { [{\ rm HF}]} $$ Si dejamos que $ x $ represente la molaridad de equilibrio de $ {\ rm H} _3 {\ rm O} ^ {+} $ y $ C $ la molaridad inicial de HF, entonces esta ecuación se convierte en $$ x ^ 2 = K_a (C – x) $$ que se puede resolver con la ecuación cuadrática. Usando $ C = 0.04 $ encontramos $ x = 4.819 \ times10 ^ {- 3} $ que da pH = 2.317 … Notará que es diferente de su valor, y eso se debe a que, de hecho, aproximadamente el 12% del HF se disocia, lo cual no es tan pequeño.
Sin embargo , un punto que no hemos abordado todavía es que ha dado su respuesta con mucha más precisión de lo que los datos justifican. Tiene solo 2 dígitos significativos en su pKa y solo 1 en su valor para C. Eso significa que su respuesta debe tener solo un dígito significativo, y debe darlo como pH = 2. En ese caso, teniendo en cuenta la precisión de sus datos, su respuesta es correcta. De hecho, su respuesta es correcta incluso con dos dígitos significativos (pH = 2,3). Pero eso es un poco afortunado. Es posible que desee estudiar cuándo puede usar esas ecuaciones y cuándo no.