Pela reação de equilíbrio, têm-se: \begin{matrix} CH_3COOH &\leftrightharpoons & CH_3COO^- &+& H^+ \end{matrix}Em que, fazendo o equilíbrio, constata-se: \begin{matrix} \fbox{$\begin{array}{c|c|c|c} \text{Estágio} & CH_3COOH & CH_3COO^- & H^+ \\ \hline \text{Início} & \text{1 molar} & \text{0} & \text{0} \\ \hdashline \text{Variação} & \text{-x } & \text{+x} & \text{+x} \\ \hdashline \text{Final} & \text{1-x } & \text{x} & \text{x} \\ \end{array}$} \end{matrix} A partir do enunciado, sabe-se que $x$ será igual a $4,2 \cdot 10^{-3} \ mol/L$. Nesse viés, analisando as alternativas, têm-se: $• \ \text{Alternativa (A):}$ $\color{royalblue}{\text{Verdadeira}}$ Como visto anteriormente, ao final do equilíbrio, têm-se $1-x \ mol/L$ de ácido acético. $• \ \text{Alternativa (B):}$ $\color{royalblue}{\text{Verdadeira}}$ Novamente, vide análise anterior. $• \ \text{Alternativa (D):}$ $\color{royalblue}{\text{Verdadeira}}$ Hidróxido de sódio é um eletrólito forte, e extremamente solúvel, assim, ele se dissolverá e dissociará quase que completamente. No caso, estaríamos adicionando uma concentração de $1 \ mol/L$ de $OH^-$, o que é mais do que o suficiente para a solução se tornar alcalina, ou seja, básica. $• \ \text{Alternativas (C e E):}$ $\color{orangered}{\text{Questionável}}$ O ácido acético é um bom tampão, isto é, ele sofre pequenas variações de $pH$ na adição de íons $H^+$ ou $OH^-$, nesse viés, gotas de ácido sulfúrico seriam quase que desprezíveis vide o volume da solução, assim o sistema iria tender facilmente repor a basicidade que perdeu. Por outro lado, este mesmo argumento pode ser utilizado na alternativa $(C)$ dizendo que a solução não se neutralizaria completamente, entretanto, é razoável dizer que se neutralizaria, pois o número foi bem preciso, o que leva a crer a afirmação ser correta. No geral, a melhor alternativa seria: \begin{matrix}Letra \ (E) \end{matrix}