1. Uma solução 0,01 molar de um monoácido está 4,0% ionizada. A constante de ionização desse ácido é:
    a) 1,6 \times 10^{-3}.
    b) 1,6 \times 10^{-5}.
    c) 3,32 \times 10^{-5}.
    d) 4,0 \times 10^{-5}.
    e) 3,0 \times 10^{-6}.

Passo 1

O enunciado dá uma solução de um ácido monoprotico com concentração inicial de 0,01 M e informa que ele está 4,0 % ionizado. O conteúdo é equilíbrio de ácido fraco, e vamos usar o grau de ionização \alpha para determinar a constante de ionização K_a.

Passo 2

Considere a reação de dissociação
\mathrm{HA}\rightleftharpoons \mathrm{H}^{+}+\mathrm{A}^{-}.
Se a concentração inicial do ácido é C=0,01 M e o grau de ionização é \alpha=4,0\%, então no equilíbrio teremos
[\mathrm{H}^{+}]=[\mathrm{A}^{-}]=C\alpha \quad\text{e}\quad [\mathrm{HA}]=C\,(1-\alpha).

Passo 3

Convertemos o percentual em fração: \alpha=4,0\%=0,040. Assim,
[\mathrm{H}^{+}]=[\mathrm{A}^{-}]=0,01\times0,040=0,0004\text{ M},
[\mathrm{HA}]=0,01\times(1-0,040)=0,01\times0,960=0,0096\text{ M}.

Passo 4

A definição da constante de ionização é
K_a=\frac{[\mathrm{H}^{+}]\,[\mathrm{A}^{-}]}{[\mathrm{HA}]}.

Passo 5

Substituindo os valores encontrados:
K_a =\frac{(0,0004)\times(0,0004)}{0,0096} =\frac{1,6\times10^{-7}}{9,6\times10^{-3}} \approx1,67\times10^{-5}.
A alternativa que mais se aproxima desse valor é 1,6\times10^{-5}.

Resposta

b) 1,6\times10^{-5}.

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