Bonjour
La première acidité étant forte, tu peux en effet considérer que tout ce passe comme si on introduisait 0.1mol/L d'ions H3O⁺ et 0,1mol/L d'ions HS04^- dans l'eau.
Pour la suite, tu peux remplir un tableau d'avancement et utiliser l'expression du second pKa.
Autre méthode possible : raisonner sur l'électro-neutralité de la solution et sur l'expression du second pKa...

Bonsoir Vanoise

Alors si je comprends bien la deuxième dissociation ne fait que rajouté des ions H3O+.
Donc avec =x  et Ka=0.012 on aura:

.



On arrive à l'équation(je la fais un peu courte):









Pour raisonner avec l'electroneutralité en prend OH- négligeable?
Si oui cela donnerait:

Je crois que tu as bien compris la méthode du tableau d'avancement. Continue à l'utiliser car c'est la plus efficace ! J'obtiens bien comme toi un pH égal à 0,96.
Si par hasard, dans un problème complexe, tu as besoin de la relation d'électro-neutralité, n'oublie pas qu'un ion sulfate apporte deux charges négatives. À un pH aussi faible par rapport à 7, tu as bien sûr raison de négliger la présence des ions hydroxyde. La relation s'écrit alors :
[H3O⁺]=[HSO3^-]+2[SO4^2-]
Seconde remarque, à la limite de ton problème j'en conviens, mais comme tu sembles au top :
le pKa de la seconde acidité étant relativement faible, HSO3^- est un acide assez fort, suffisamment fort pour que, dès que c devient assez faible, H2SO4 puisse être considérer comme un diacide fort.
Illustration : si tu choisis c = 10^-3mol/L, le calcul que tu as fais précédemment conduit à :
[H3O⁺]1,87.10^-3mol/L2c

Excusez j'ai des petits soucis avec mon ordinateur.

Donc un diacide fort cela voudrait dire que      passe directement par la case   .
Pourrait-on écrire:



Dans ce cas on prend le pKa de la deuxième dissociation?

J'ai cru lire que cela était aussi valable pour un acide faible, mais pourquoi si la   l'acide agit-il?