Questão 39 – (ITA) Numa solução aquosa 0,100 mol.L-1 de um ácido monocarboxílico, a 25°C, o ácido está 3,7% dissociado após o equilíbrio ter sido a...

Para encontrar a constante de dissociação (\( K_a \)) de um ácido, você pode usar a fórmula: \[ \%\text{ de dissociação} = \frac{[\text{H}^+]}{[\text{ácido total}]} \times 100 \] Dado que o ácido está 3,7% dissociado, isso significa que a concentração de íons H+ é 3,7% da concentração inicial do ácido. Portanto, se a concentração inicial do ácido é 0,100 mol/L, a concentração de H+ é 0,0037 mol/L. Agora, podemos escrever a equação de dissociação do ácido monocarboxílico como: \[ \text{ácido} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{ânion} \] Se o ácido está 3,7% dissociado, isso significa que a concentração de H+ é 0,0037 mol/L. Assumindo que a concentração de ácido dissociado é x, a constante de dissociação (\( K_a \)) pode ser calculada como: \[ K_a = \frac{[\text{H}^+][\text{ânion}]}{[\text{ácido}]} \] Como a concentração de H+ é 0,0037 mol/L e a concentração inicial do ácido é 0,100 mol/L, podemos substituir esses valores na equação e resolver para \( K_a \). \[ K_a = \frac{(0,0037)(0,0037)}{0,100} \] \[ K_a = 1,369 \times 10^{-4} \] Portanto, a opção correta é a alternativa c) 1,4 x 10^-4.