Zaczynamy od obliczenia stężenia jonów H⁺ w roztworze:

$\text{p}\text{H}=-\log [H^{+}]$  

$[{\mathrm{H}}^{+}]=\text{10}{}^{\text{(-pH)}}$  

$[{\mathrm{H}}^{+}]=\text{10}{}^{\text{(-2,9)}}=\text{0,00126}\frac{\text{mol}}{\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}$  

Znając stężenie jonów H⁺ oraz stężenie roztworu możemy obliczyć stopień dysocjacji:

$[{\mathrm{H}}^{+}]=\text{C}{}_{\text{m}}\cdot \alpha \text{/}:\text{C}{}_{\text{m}}$  

$\alpha =\frac{\left[{\mathrm{H}}^{+}\right]}{\text{C}{}_{\text{m}}}$  

$\alpha =\frac{\text{0,00126 }\frac{mol}{d{m}^3}}{\text{0,1 }\frac{mol}{d{m}^3}}=\text{0,0126}=\text{1,26}\%$

Możemy teraz obliczyć stałą dysocjacji. Ponieważ stopień dysocjacji jest mniejszy niż 0,05 możemy skorzystać ze wzoru uproszczonego:

$\text{K}=\text{C}{}_{\text{m}}\cdot \alpha {}^{\text{2}}$  

$\text{K}=\text{0,1}\cdot 0,0126{}^{\text{2}}=\text{0,000016}=\text{1,6}\cdot 10{}^{\text{-5}}$

Odpowiedź: Stała dysocjacji kwasu octowego wynosi 1,6 ^. 10^-5.