Problème chimie analytique

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Bonjour dans un devoir de chimie analytique, il est posé la question suivante:
Quel est le pH d'une solution qui contient 100.0mL de 2.20 x 10^-3 M NaF (pKa HF 9.21)
Aussi, qu'est ce qui arrive quand des ions H3O+ sont ajoutés à cette même solution.

Ma démarche:
HF + H2O <=> H3O+ + F-
# moles de F- : (2.20 x 10^-3 mol/1000mL) * 100mL = 2.20 x 10^-4 mol = # moles de HF et de H3O+ car les proportions sont identiques.
Alors, en tenant compte du pKa:
pH = pKa + log [F-]/[HF] = 9.21 + 0 = 9.21

Puis pour la deuxième partie de la question, j'ai dis que la réaction sera favorisée vers la gauche, en tenant compte du Principe de Le châtelier.

Est-ce que ma démarche est juste?
Merci de me répondre,
MV101
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[sfnsfn2]

bonsoir
NaF représente un sel d'une base forte et d'un acide faible, donc il a un caractère d'une base faible (F-), d'où le pH=1/2(14+pKa+logCsel).
si on ajoute des ion H3O+ (acide fort), il y a quatre possibilités :

1) n(H3O+)<n(F-), on est avant l'équivalence, une partie des ions F- (base faible) sont transformer en HF (acide faible), résultat solution tampon

2) n(H3O+)<n(F-), on est à l'équivalence, tous les ions F- sont transformer en HF, donc solution d'acide faible

3) n(H3O+) sup à n(F-) mais ils sont très proche, on est dans le cas d'un mélange d'acide fort et faible non négligeable

4) n(F-) <<<<< n(H3O+), on est dans un excès d'acide fort.