Vamos analisar cada afirmativa: I. Para uma concentração de H+ igual a 1.10^-3, o pH será igual a 3,00. Verdadeiro, pois o pH é calculado pela fórmula pH = -log[H+]. Portanto, se [H+] = 1.10^-3, então pH = -log(1.10^-3) = 3,00. II. Ao titular o ácido acético com uma base, haverá uma diminuição de H+ em solução, o que leva a uma diminuição do pH. Verdadeiro, pois a adição de uma base neutraliza os íons H+, resultando em uma diminuição da concentração de H+ e, consequentemente, um aumento do pH. III. Se a concentração inicial de ácido acético for de 0,1 mol/L e a concentração final de H+ for de 0,02 mol/L, então Ka = 5.10^-3. Falso, para calcular Ka, precisamos da relação entre a concentração de H+ e a concentração de ácido não dissociado. A expressão de Ka para o ácido acético é: Ka = [H+][A-]/[HA]. Se a concentração inicial de ácido acético é 0,1 mol/L e a concentração de H+ é 0,02 mol/L, a concentração de ácido não dissociado (HA) será 0,1 - 0,02 = 0,08 mol/L. Portanto, Ka = (0,02)(0,02)/(0,08) = 0,005 = 5.10^-3, o que está correto. IV. Se a concentração final de ácido acético for de 0,1 mol/L e Ka = 1,75.10^-5, então a concentração final de H+ será de 0,05 mol/L. Falso, pois se a concentração de ácido acético é 0,1 mol/L e Ka = 1,75.10^-5, a concentração de H+ não pode ser simplesmente 0,05 mol/L. Para encontrar a concentração de H+, precisaríamos usar a expressão de Ka e resolver a equação. Com base nas análises: - I: Verdadeiro - II: Verdadeiro - III: Verdadeiro - IV: Falso Portanto, a alternativa correta que contém todos os itens verdadeiros é: D) I e III, apenas.