Para resolver essa questão, precisamos usar a constante de ionização do ácido acético (Ka) e a relação entre a concentração de íons hidrogênio \([H^+]\) e a concentração do ácido. A equação de ionização do ácido acético é: \[ HC_2H_3O_2 \rightleftharpoons H^+ + C_2H_3O_2^- \] A constante de ionização é dada por: \[ K_a = \frac{[H^+][C_2H_3O_2^-]}{[HC_2H_3O_2]} \] Dado que a concentração de íons hidrogênio \([H^+]\) é \(4.8 \times 10^{-3} \, \text{mol/L}\), podemos assumir que, em equilíbrio, a concentração de \(C_2H_3O_2^-\) também será \(4.8 \times 10^{-3} \, \text{mol/L}\) (já que cada molécula de ácido que ioniza produz um íon \(H^+\) e um íon \(C_2H_3O_2^-\)). Seja \(C\) a concentração inicial do ácido acético. No equilíbrio, a concentração do ácido não ionizado será: \[ [HC_2H_3O_2] = C - 4.8 \times 10^{-3} \] Substituindo na expressão de \(K_a\): \[ 1.8 \times 10^{-5} = \frac{(4.8 \times 10^{-3})(4.8 \times 10^{-3})}{C - 4.8 \times 10^{-3}} \] Calculando: \[ 1.8 \times 10^{-5} = \frac{(2.304 \times 10^{-5})}{C - 4.8 \times 10^{-3}} \] Multiplicando ambos os lados por \(C - 4.8 \times 10^{-3}\): \[ 1.8 \times 10^{-5}(C - 4.8 \times 10^{-3}) = 2.304 \times 10^{-5} \] Resolvendo para \(C\): \[ 1.8 \times 10^{-5}C - 8.64 \times 10^{-8} = 2.304 \times 10^{-5} \] \[ 1.8 \times 10^{-5}C = 2.304 \times 10^{-5} + 8.64 \times 10^{-8} \] \[ 1.8 \times 10^{-5}C \approx 2.304 \times 10^{-5} \] \[ C \approx \frac{2.304 \times 10^{-5}}{1.8 \times 10^{-5}} \] \[ C \approx 1.28 \, \text{mol/L} \] Aproximando, a concentração necessária do ácido acético é cerca de 1.3 mol/L. Portanto, a alternativa correta é: a) 1.3 mol/L.