Ciao,
per calcolare il pH e la concentrazione delle specie presenti in una soluzione di acido solforico (H2SO4) 0.01 M con una costante di dissociazione acida (Ka2) di 1.2 * 10^-2, possiamo seguire i seguenti passaggi:

Scriviamo la reazione di dissociazione dell'H2SO4:

H2SO4 ⇌ H+ + HSO4-

Inizialmente, l'acido si dissocia solo in parte. Indichiamo con "x" la concentrazione di H+ prodotta e HSO4- formatasi. Quindi, all'equilibrio avremo:

[H+] = x M
[HSO4-] = x M

La concentrazione iniziale dell'H2SO4 è 0.01 M, quindi la concentrazione iniziale di HSO4- è anche 0.01 M.

Scriviamo l'espressione per la costante di equilibrio (Ka2) e la relazione con le concentrazioni delle specie ioniche:

Ka2 = [H+][HSO4-] / [H2SO4]

Sostituendo i valori noti:

1.2 * 10^-2 = x * x / 0.01

Risolviamo l'equazione quadratica per "x":

x^2 = 1.2 * 10^-2 * 0.01
x^2 = 1.2 * 10^-4
x = √(1.2 * 10^-4)
x ≈ 1.095 * 10^-2

Quindi, [H+] ≈ [HSO4-] ≈ 1.095 * 10^-2 M.

Ora possiamo calcolare il pH:

pH = -log[H+]
pH = -log(1.095 * 10^-2)
pH ≈ 1.96

Quindi, il pH della soluzione 0.01 M di H2SO4 è circa 1.96. Le concentrazioni delle specie ioniche [H+] e [HSO4-] sono entrambe circa 1.095 * 10^-2 M.