7. Duas semi-células de hidrogênio foram acopladas de modo a formar uma célula eletroquímica. O pH de uma das semi-célula é igual a 1, mas o pH da ...

Para resolver esse problema, podemos utilizar a equação de Nernst, que relaciona o potencial de uma célula eletroquímica com as concentrações dos íons envolvidos. A equação é dada por: E = E° - (RT/nF) * ln(Q) Onde: - E é o potencial da célula - E° é o potencial padrão da célula - R é a constante dos gases ideais (8,31 J/mol.K) - T é a temperatura em Kelvin - n é o número de elétrons envolvidos na reação - F é a constante de Faraday (96.500 C/mol) - Q é o quociente de reação, dado por Q = [produtos]/[reagentes] No caso da célula de hidrogênio, a reação é: 2H+ + 2e- -> H2 O potencial padrão da célula é 0 V. Substituindo na equação de Nernst, temos: 0,16 = 0 - (RT/2F) * ln(Q) Simplificando: ln(Q) = - (0,16 * 2F)/(RT) ln(Q) = - (0,16 * 2 * 96.500)/(8,31 * 298) ln(Q) = - 1,18 Q = e^-1,18 Q = 0,31 Como a semi-célula com pH conhecido atua como pólo positivo, sabemos que a concentração de H+ nessa semi-célula é de 0,1 M. Portanto, podemos calcular a concentração de H+ na outra semi-célula: Q = [H2]/[H+]^2 0,31 = 1/[H+]^2 [H+]^2 = 1/0,31 [H+]^2 = 3,23 [H+] = sqrt(3,23) [H+] = 1,8 M Portanto, a concentração desconhecida de H+ é maior do que 0,1 M e igual a 1,8 M.