Vamos calcular o pH da solução tampão usando a equação de Henderson-Hasselbalch: \[ pH = pK_a + \log \left( \frac{[A^-]}{[HA]} \right) \] Onde: - \( K_a = 1,8 \times 10^{-5} \) - \([HA] = 0,10 \, mol/L\) (ácido acético) - \([A^-] = 0,15 \, mol/L\) (acetato de sódio) Passo 1: Calcular \( pK_a \) \[ pK_a = -\log K_a = -\log (1,8 \times 10^{-5}) \approx 4,74 \] Passo 2: Calcular o logaritmo da razão das concentrações \[ \log \left( \frac{0,15}{0,10} \right) = \log (1,5) \approx 0,176 \] Passo 3: Calcular o pH \[ pH = 4,74 + 0,176 = 4,916 \] Como o valor mais próximo entre as alternativas é 4,57 (A), 5,12 (B), 4,74 (C) e 3,89 (D), o valor calculado está mais próximo de 4,74 (C). Por isso, a resposta correta é: C) 4,74