Para resolver essa questão, precisamos usar a constante de dissociação do ácido acético (Ka) e o pH da solução. 1. Cálculo da concentração de íons hidrogênio [H⁺]: O pH é dado como 3, então: \[ [H^+] = 10^{-pH} = 10^{-3} \, \text{mol/L} \] 2. Equilíbrio da dissociação do ácido acético: O ácido acético (CH₃COOH) se dissocia em íons acetato (CH₃COO⁻) e íons hidrogênio (H⁺): \[ CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^- + H^+ \] A constante de dissociação é dada por: \[ K_a = \frac{[CH_3COO^-][H^+]}{[CH_3COOH]} \] Sabendo que \( K_a = 1,8 \times 10^{-5} \) e que \( [H^+] = 10^{-3} \), podemos substituir na equação: \[ 1,8 \times 10^{-5} = \frac{[CH_3COO^-] \cdot 10^{-3}}{[CH_3COOH]} \] 3. Assumindo que a concentração inicial de CH₃COOH é \( C \): No equilíbrio, a concentração de CH₃COO⁻ será igual a [H⁺], ou seja, \( [CH_3COO^-] = 10^{-3} \). Substituindo na equação de \( K_a \): \[ 1,8 \times 10^{-5} = \frac{10^{-3} \cdot 10^{-3}}{C - 10^{-3}} \] \[ 1,8 \times 10^{-5} = \frac{10^{-6}}{C - 10^{-3}} \] Resolvendo para \( C \): \[ C - 10^{-3} = \frac{10^{-6}}{1,8 \times 10^{-5}} \] \[ C - 10^{-3} \approx 0,0556 \] \[ C \approx 0,0566 \, \text{mol/L} \] 4. Concentrações finais: - \( [CH_3COOH] \approx 0,0566 \, \text{mol/L} \) - \( [CH_3COO^-] = 10^{-3} \, \text{mol/L} \) Agora, analisando as alternativas: A) 3 · 10–1 e 5 · 10–10. B) 3 · 10–1 e 5 · 10–2. C) 1 · 10–3 e 2 · 10–5. D) 1 · 10–3 e 5 · 10–12. E) 1 · 10–3 e 5 · 10–2. A concentração de CH₃COO⁻ é \( 1 \times 10^{-3} \) e a de CH₃COOH é aproximadamente \( 5 \times 10^{-2} \). Portanto, a alternativa correta é: E) 1 · 10–3 e 5 · 10–2.