Considerando a reação de dissociação do ácido acético em que sua concentração que quanto inicial mol/L e a concentração final de H+ era de 0,02 mol...

A resposta correta é a alternativa C) 5.10^(-5). Para calcular a constante de dissociação (Ka) do ácido acético, é necessário utilizar a equação de equilíbrio químico: Ka = [H+][CH3COO-]/[CH3COOH] Sabemos que a concentração final de H+ é de 0,02 mol/L. Como o ácido acético é um ácido fraco, podemos considerar que a concentração de CH3COOH é igual à concentração inicial. Portanto, a concentração inicial de CH3COOH é desconhecida. No entanto, podemos utilizar a equação de conservação de massa para determinar a concentração final de CH3COO-: [CH3COOH] = [CH3COO-] + [H+] Assumindo que a concentração de CH3COOH é igual à concentração inicial, temos: [CH3COO-] = [H+] = 0,02 mol/L Substituindo os valores na equação de equilíbrio químico, temos: Ka = (0,02)(0,02)/(concentração inicial de CH3COOH) Simplificando a equação, temos: Ka = 4.10^(-4)/concentração inicial de CH3COOH Como a concentração inicial de CH3COOH não foi informada, não podemos calcular o valor exato de Ka. No entanto, podemos comparar as alternativas e escolher aquela que mais se aproxima do valor esperado. A alternativa C) 5.10^(-5) é a que mais se aproxima do valor esperado, portanto é a resposta correta.