Equilíbrio iônico

Uma solução aquosa de um ácido fraco monoprótico de massa molar 50g/mol apresenta pH = 1,7. Sabendo-se que a constante de ionização desse ácido é 1x10ˉ², então a massa em gramas desse ácido que deve ser dissolvida para que se prepare 500mL de solução é:
Dados: log 2 = 0,30

a) 1,0
b) 1,5
c) 2,0
d) 2,5
e) 3,0

AH ---> A^- + H^+

[H^+] = 1x10^(-1,7) mol/L.

Ki = {[A^-][H^+]}/AH
AH = 1x10^(-3,4)/1x10^(-2) = 1x10^(-1,4)

1x10^(-1,4)+1x10^(-1,7) = número de mols de ácido postos na solução

1 ------------------------------ 50
1x10^(-1,4)+1x10^(-1,7) ------- y
y = 50x10^(-1,4)+50x10^(-1,7) gramas de ácido postos na solução de 1L

{50x10^(-1,4)+50x10^(-1,7)}/2 = gramas de ácido postos na solução de 500 mL.

A lógica é essa e o resultado na calculadora dá certo (1,5). Só falta tirar esses números daí por alguma relação com o logaritmo passado no enunciado, mas não tô conseguindo de jeito nenhum.


PS: olha MP.

Entendi. Estava pecando na hora de somar os H+ (utilizei apenas os 10^-1,4 que encontrei).
Valeu!