A 25 °C, a força eletromotriz da seguinte célula eletroquímica é de 0,45V: Pt(s) H2 (g, 1atm) | H+ (x mol L-1) || KCI (0,1mol.L-1) | Hg2Cl2(s) | H...

Para determinar o pH da solução, podemos usar a equação de Nernst, que relaciona o potencial da célula eletroquímica com a concentração dos íons H+: E = E° - (0,0592/n) * log[H+] Onde: E = 0,45V (força eletromotriz da célula) E° = 0,28V (potencial do eletrodo de calomelano) n = número de elétrons transferidos (no caso, 2 para a reação Hg2Cl2(s) + 2e- -> 2Hg(l) + 2Cl-) [H+] = concentração dos íons H+ (x mol/L) Substituindo os valores conhecidos na equação e resolvendo para [H+], obtemos: 0,45V = 0,28V - (0,0592/2) * log[x] 0,45V = 0,28V - 0,0296 * log[x] 0,17V = -0,0296 * log[x] log[x] = -0,17V / -0,0296 log[x] = 5,7432 x = 10^5,7432 x ≈ 5,6 * 10^5 mol/L Portanto, o valor aproximado da concentração dos íons H+ é 5,6 * 10^5 mol/L. Para determinar o pH, podemos usar a fórmula pH = -log[H+]: pH = -log(5,6 * 10^5) pH ≈ -log(5,6) + log(10^5) pH ≈ -0,748 + 5 pH ≈ 4,252 Assim, o valor aproximado do pH da solução é 4,252.