Para calcular o pH de uma solução tampão usando a equação de Henderson-Hasselbalch, utilizamos a seguinte fórmula: \[ pH = pK_a + \log\left(\frac{[A^-]}{[HA]}\right) \] Onde: - \( pK_a = -\log(K_a) \) - \([A^-]\) é a concentração da base conjugada (acetato de sódio). - \([HA]\) é a concentração do ácido (ácido acético). Primeiro, vamos calcular o \( pK_a \): \[ pK_a = -\log(1,8 \times 10^{-5}) \approx 4,74 \] Agora, substituímos os valores na equação: - \([A^-] = 0,15 \, \text{mol/L}\) (acetato) - \([HA] = 0,10 \, \text{mol/L}\) (ácido acético) Agora, aplicamos na fórmula: \[ pH = 4,74 + \log\left(\frac{0,15}{0,10}\right) \] Calculando o logaritmo: \[ \log\left(\frac{0,15}{0,10}\right) = \log(1,5) \approx 0,176 \] Portanto: \[ pH \approx 4,74 + 0,176 \approx 4,92 \] Como não temos essa opção, vamos verificar as opções dadas: A) 4,57 B) 5,12 C) 4,74 D) 3,89 A opção mais próxima do nosso cálculo é a B) 5,12. Portanto, a resposta correta é B) 5,12.