Equilíbrio e diluição

A extensão com que um ácido fraco se ioniza em solução aquosa varia muito, o que pode ser avaliado pela constante de ionização e pela concentração da solução em quantidade de matéria. Considere o ácido cianídrico em solução aquosa na concentração 10–2 mol/L. A sua constante de ionização é Ka = 4,84 x 10–10 e, nessa concentração, o HCN se encontra 0,022% ionizado. Se a 10mL dessa solução acrescenta-se água destilada e avoluma-se a 1,0L a solução final, como consequência, a ionização do HCN passará a ser de: 
a) 0,44% 
b) 0,22% 
c) 0,11% 
d) 0,044% 
Gabarito: B

Minha conta de 0,22 .10(elevado a -3)
Alguém pode ajudar?
Usei o Ka para achar a concentração dos produtos = 4,84.10(elevado a -12), depois usei 0,22% dessa concentração inicial na fórmula Concentração molar inicial x Volume inicial = Concentração molar final x Volume final, com volume inicial e final sendo, respectivamente, 10 e 1000ml
Depois disso, coloquei que 4,84.10(elevado a -12) está para 100%, assim como a concentração final encontrada está para x.

Olha, não tenho certeza o que fez, mas dá uma olhada em como eu resolveria:

 Ele diz que a concentração inicial é [HCN] = 10^(-2) mol/l. Ka é 4,84 x 10^(-10), ae ele diz que nessa concentração, é 0,022% ionizado=0,022 x 10^(-2). Se fiz que Ka=(xi)^2/[HCN], sendo x=[HCN] (HCN não vai mudar a concentração significativamente), confirmará que Ka é 4,84 x 10^(-10), ou seja informação inutil dar esse 0,022%, talvez so pra mostrar que 4,84 é 2,2^(2).

Agora, vamo diluir esse acido. Ele vai de 10^(-2) mol/l para 10^(-4) mol/l = [HCN'] , agora é so botar Ka=(xi)^2/[HCN'] sendo x=HCN', e assim vai achar i=2,2 x 10^(-3) que é igual a 2,2 x 10^(-1)%, que é 0,22%.