12) A aspirina é um ácido orgânico com Ka = 3,27x10^-4 para a reação:HC9H7O4 + H2O C9H7O4-+ H+ Dois comprimidos de aspirina, cada um com 0,325 g

\[\boxed{[H^+]=\sqrt{K_a.M}}\]

\([H^+]=\text{Concentração de\)H+\(}\)

\[K_a=\text{Constante de ionização ácida}\]

\[M=\text{Molalidade}\]

\[\boxed{pH=-log[H^+]}\]

\[pH=\text{Potencial hidrogeniônico}\]

\([H^+]=\text{Concentração de\)H+\(}\)

O exercício forneceu o \(K_a\), mas ainda precisamos do valor da molalidade. Consultando a tabela periódica é possível encontrar o valor da massa molar da aspirina e com esse valor pode-se encontrar a molalidade. O valor da massa molar é \(180\ \dfrac{g}{mol}\). Como são colocados dois comprimidos, totalizando uma massa de \(0,65\ g\), a quantidade de mols de aspirina será igual a razão da massa total dos comprimidos pela massa molar:

\[\boxed{\text{Quantidade de mols de aspirina}=\dfrac{0,65}{180}\ mols}\]

Essa quantidade de mols dividida pelo volume água é igual a molalidade:

\[\boxed{M=\dfrac{3,6112}{225}\approx0,01604\ \dfrac{mol}{L}}\]

Assim, a concentração de \(H^+\) será igual a:

\[[H^+]=\sqrt{3,27.10^{-4}.0,01604}\]

\[\boxed{[H^+]=5,19696.10^{-6}\ \dfrac{mol}{L}}\]

Por fim, o valor do pH será:

\[pH=-log\ (5,19696.10^{-6})\]

\[\boxed{pH=5,2842}\]