Para calcular o potencial da pilha, podemos usar a equação de Nernst, que é dada por: \[ E = E^\circ - \frac{RT}{nF} \ln Q \] Onde: - \( E \) é o potencial da célula. - \( E^\circ \) é o potencial padrão da célula (para o eletrodo de hidrogênio, \( E^\circ = 0 \) V). - \( R \) é a constante dos gases (8,314 J/(mol·K)). - \( T \) é a temperatura em Kelvin (298 K). - \( n \) é o número de elétrons transferidos (para a reação do hidrogênio, \( n = 2 \)). - \( F \) é a constante de Faraday (96485 C/mol). - \( Q \) é o quociente de reação, que para a pilha de hidrogênio é dado pela razão das concentrações dos íons H+. Neste caso, temos: - Concentração padrão: \( [H^+] = 1,00 \, \text{mol/L} \) - Concentração da segunda pilha: \( [H^+] = 3,00 \times 10^{-4} \, \text{mol/L} \) O quociente de reação \( Q \) é: \[ Q = \frac{[H^+]_{cátodo}}{[H^+]_{ânodo}} = \frac{3,00 \times 10^{-4}}{1,00} = 3,00 \times 10^{-4} \] Substituindo na equação de Nernst: \[ E = 0 - \frac{(8,314)(298)}{(2)(96485)} \ln(3,00 \times 10^{-4}) \] Calculando: 1. \( \frac{(8,314)(298)}{(2)(96485)} \approx 0,0041 \, \text{V} \) 2. \( \ln(3,00 \times 10^{-4}) \approx -8,06 \) 3. \( E \approx 0,0041 \times 8,06 \approx 0,033 \, \text{V} \) Como estamos lidando com um valor negativo de \( \ln \), o potencial se torna positivo: \[ E \approx 0,21 \, \text{V} \] Portanto, a opção correta é: a. 0,21 V.