Ph

a)

=> Aspirina

Ka = M . a²
3,4 . 10^-4 = 10-¹ . a²
10-¹ a² = 3,4 . 10^-4
a² = 3,4 . 10-³ => 34 . 10^-4 => 5,8 . 10-²

a = [H+] / M
5,8 . 10-² = [H+] / 10-¹
[H+] = 5,8 . 10-³

=> Ácido Acético

Ka = M . a²
1,8 . 10^-5 = 10-¹ . a²
10-¹ a² = 1,8 . 10^-5
a² = 1,8 . 10^-4 => 1,3 . 10-²

a = [H+] / M
1,3 . 10-² = [H+] / 10-¹
[H+] = 1,3 . 10-³

Comparando os [H+], vc percebe que:

O H+ da aspirina é maior, então ela possui menor pH, já que o pH diminui conforme aumenta H+.

b)

=> Aspirina

Kh = Kw/Ka
Kh = 10^-14 / 3,4 . 10^-4
Kh = 0,3 . 10^-10 = 3 . 10^-11

=> Ácido Acético

Kh = Kw / Ka
Kh = 10^-14 / 1,8 . 10^-5
Kh = 0,55 . 10^-9 = 55 . 10^-11

Quanto maior o Kh, maior o pH, portanto, quem tem maior pH é o ácido acético

A aspirina apresentará o menor pH, pois quanto maior a constante de dissociação de um ácido, maior a concentração de íons H₃O⁺ e menor o pH.