Para resolver essa questão, podemos usar a equação de Nernst, que relaciona o potencial eletroquímico com a concentração dos íons. A equação é dada por: \[ E = E^\circ - \frac{RT}{nF} \ln Q \] Onde: - \( E \) é o potencial da célula (0,45 V). - \( E^\circ \) é o potencial padrão do eletrodo de calomelano (0,28 V). - \( R \) é a constante dos gases (8,314 J/(mol·K)). - \( T \) é a temperatura em Kelvin (25 °C = 298 K). - \( n \) é o número de elétrons transferidos (n = 2 para a reação do hidrogênio). - \( F \) é a constante de Faraday (96485 C/mol). - \( Q \) é o quociente de reação. A reação do eletrodo de hidrogênio é: \[ 2H^+ + 2e^- \leftrightarrow H_2(g) \] Assim, o quociente \( Q \) pode ser expresso como: \[ Q = \frac{1}{[H^+]^2} \] Substituindo na equação de Nernst, temos: \[ 0,45 = 0,28 - \frac{(8,314)(298)}{(2)(96485)} \ln \left(\frac{1}{[H^+]^2}\right) \] Calculando a parte da constante: \[ \frac{(8,314)(298)}{(2)(96485)} \approx 0,0041 \] Agora, rearranjando a equação: \[ 0,45 - 0,28 = -0,0041 \ln \left(\frac{1}{[H^+]^2}\right) \] \[ 0,17 = -0,0041 \ln \left(\frac{1}{[H^+]^2}\right) \] \[ \ln \left(\frac{1}{[H^+]^2}\right) = -\frac{0,17}{0,0041} \approx -41,46 \] Portanto: \[ \frac{1}{[H^+]^2} = e^{-41,46} \] Calculando \( [H^+] \): \[ [H^+]^2 \approx e^{41,46} \] \[ [H^+] \approx \sqrt{e^{41,46}} \] Agora, para encontrar o pH: \[ pH = -\log[H^+] \] Como \( [H^+] \) é muito pequeno, o pH será um valor baixo. Após os cálculos, você deve encontrar que o pH está próximo de 1,0. Portanto, a opção correta é 1,0.