Vamos analisar cada afirmativa: I. Para uma concentração de \(\mathrm{H}^{+}\) igual a \(1.10^{-3}\), o pH será igual a 3,00. Verdadeiro, pois o pH é calculado pela fórmula \(pH = -\log[\mathrm{H}^{+}]\). Assim, \(pH = -\log(1 \times 10^{-3}) = 3,00\). II. Ao titular o ácido acético com uma base, haverá uma diminuição de \(\mathrm{H}^{+}\) em solução, o que leva a uma diminuição do pH. Verdadeiro, pois a titulação de um ácido com uma base resulta na neutralização do ácido, diminuindo a concentração de íons \(\mathrm{H}^{+}\) e, consequentemente, aumentando o pH. III. Se a concentração inicial de ácido acético for de \(0,1 \mathrm{~mol} / \mathrm{L}\) e a concentração final de \(\mathrm{H}^{+}\) for de \(0,02 \mathrm{~mol} / \mathrm{L}\), então \(\mathrm{K}_{a}=5.10^{-3}\). Para calcular \(\mathrm{K}_{a}\), usamos a expressão \(\mathrm{K}_{a} = \frac{[\mathrm{H}^{+}][\mathrm{CH}_{3}\mathrm{COO}^{-}]}{[\mathrm{CH}_{3}\mathrm{COOH}]}\). Se a concentração inicial de ácido acético é \(0,1\) e a concentração de \(\mathrm{H}^{+}\) é \(0,02\), a concentração de ácido acético restante será \(0,1 - 0,02 = 0,08\). Portanto, \(\mathrm{K}_{a} = \frac{(0,02)(0,02)}{0,08} = 0,005 = 5 \times 10^{-3}\). Esta afirmativa é verdadeira. IV. Se a concentração final de ácido acético for de \(0,1 \mathrm{~mol} / \mathrm{L}\) e \(\mathrm{K}_{a}=1,75.10^{-5}\), então a concentração final de \(\mathrm{H}^{+}\) será de \(0,05 \mathrm{~mol} / \mathrm{L}\). Para verificar isso, usamos a mesma expressão de \(\mathrm{K}_{a}\). Se a concentração de ácido acético é \(0,1\) e a concentração de \(\mathrm{H}^{+}\) é \(0,05\), então \(\mathrm{K}_{a} = \frac{(0,05)(0,05)}{0,1} = 0,025\), que não é igual a \(1,75 \times 10^{-5}\). Portanto, essa afirmativa é falsa. Agora, resumindo: - I: Verdadeiro - II: Verdadeiro - III: Verdadeiro - IV: Falso As afirmativas corretas são I, II e III. Portanto, a alternativa correta que contém todos os itens verdadeiros é: A I e III, apenas.