Considere as duas soluções aquosas ácidas apresentadas a se...

H2SO4 (0,1 mol/L - alpha =100%) ----> pH = -log [H+] ----> pH = -log 10^-1 ---> pH = 1 ---> pHO = 14-1 = 13

CH3COOH (0,1 mol/L - alpha = 10%)

0,1 mol ----- 100%

x ------ 10%

x =0,01 mol = 10^-2 mol

pH = -log 10^-2 = 2

Gabarito A

pode explicar pq não dá certo se usar aquela fórmula para concentração dos ácidos fracos [H+]= alfa2 * molaridade [H+]= 0,1^2 *0,1= 1x10^3 assim o pH seria 3

Leomacia se você está se referindo a fórmula abaixo:

Ki = α2.M

Ele é utilizada para determinar três variáveis: a concentração molar, o grau de dissociação (ou ionização) e a  (ou de dissociação).

No caso da questão eles estão nos fornecendo a concentração molar do ácido e o seu grau de ionização, representado pela letra α (alfa), se define como a relação entre o número de moléculas ionizadas e o número total de moléculas dissolvidas.

Logo:

H2SO4 (0,1 mol/L - α =100%) ----> pH = -log [H+] ----> pH = -log 10^-1 ---> pH = 1 ---> pHO = 14-1 = 13

CH3COOH (0,1 mol/L - alpha = 10%)

0,1 mol ----- 100%

x ------ 10%

x =0,01 mol = 10^-2 mol

pH = -log 10^-2 = 2

Eu discordo do gabarito. O ácido sulfúrico é diprótico, então a concentração de H+ é 0,2 mol/L, o que resulta em pOH 13,3.