8) Qual é 0 pH da fase da solução de um eletrodo de hidrogênio que é conectado a uma meia- reação de Fe/Fe^2+ , se a tensão da reação espontânea é 0 ,300 V? Assuma que a concentração de Fe^2+ é 1,00 M e todas as outras condições são padrão.

Para calcular o pH da solução de um eletrodo de hidrogênio conectado a uma meia-reação de Fe/Fe²⁺, podemos usar a equação de Nernst.<br /><br />A equação de Nernst relaciona a tensão da reação espontânea (E) com a concentração de íons em solução. A equação é dada por:<br /><br />E = E° - (RT/nF) * ln(Q)<br /><br />Onde:<br />E é a tensão da reação espontânea (0,300 V no caso)<br />E° é a tensão padrão da reação (0 V para o eletrodo de hidrogênio)<br />R é a constante dos gases (8,314 J/(mol·K))<br />T é a temperatura em Kelvin (assumindo que é 25°C, ou 298 K)<br />n é o número de elétrons transferidos na reação (2 para Fe/Fe²⁺)<br />F é a constante de Faraday (96485 C/mol)<br />Q é o quociente de reação, que é a razão das concentrações dos produtos sobre os reagentes elevados aos seus coeficientes estequiométricos.<br /><br />No caso do eletrodo de hidrogênio, a reação é:<br /><br />2H⁺ + 2e⁻ → H₂<br /><br />Portanto, n = 2 e Q = [H⁺]² / [H₂]. Como a concentração de Fe²⁺ é 1,00 M, podemos assumir que [H⁺] = [Fe²⁺] = 1,00 M. Assim, Q = 1² / 1 = 1.<br /><br />Substituindo os valores na equação de Nernst, temos:<br /><br />0,300 V = 0 V - (8,314 J/(mol·K) * 298 K / 96485 C/mol) * ln(1)<br /><br />Simplificando a equação, temos:<br /><br />0,300 V = - (8,314 J/(mol·K) * 298 K / 96485 C/mol) * ln(1)<br /><br />0,300 V = 0<br /><br />Portanto, a tensão da reação é 0,300 V. No entanto, isso não nos ajuda a calcular o pH da solução. Para isso, precisamos usar a relação entre pH e [H⁺]. Sabemos que pH = -log[H⁺]. Como [H⁺] = 1,00 M, pH = -log(1) = 0.<br /><br />Portanto, o pH da solução é 0.