A princípio, sempre é importante olhar os dados da questão, principalmente de eletroquímica, pois eles costumam induzir a solução do problema. Nesse sentido, sabemos que há um eletrodo de ferro e outro de platina (inerte), e o mais importante, a célula é galvânica, ou seja, necessitamos de um processo espontâneo, e este deve ser:\begin{matrix} \ce{\text{Cátodo:} & Fe -> Fe^{2+} + 2e- &,& E^º_{\ce{Fe/Fe^{2+}}} = 0,440 V} \\ \ce{\text{Ânodo:} & 2H+ + 2e- -> H_2&,& E^º_{\ce{H+/H2}} = 0,000 V} \\ \hline \ce{\text{Célula:} & 2H+ + Fe- -> H_2 + Fe^{2+}&,& E^º_{\text{célula}} = 0,440 V} \end{matrix}Vale ressaltar a importante de analisar o que foi feito. Basicamente, ponderando as espécies que compreendem a cuba com o eletrodo de ferro, nota-se que a maior tendência é o ferro do eletrodo oxidar. Analogamente, analisando a cuba com o eletrodo de platina, não se nota nada muito favorável além da produção de gás hidrogênio, este que certamente deve ocorrer devido a existência de "um fluxo de gás hidrogênio constante". Desse modo, o problema se restringe a aplicar a equação de Nernst, veja:\begin{matrix} E_{\text{célula}} = E^º_{\text{célula}} - \dfrac{0,06}{2} \log{ \left(\dfrac{P_{\ce{H2}} \cdot \ce{[Fe^{2+}]} }{\ce{[H+]^2}} \right)} \end{matrix}\begin{matrix} 0,292 = 0,440 - \dfrac{0,06}{2} \log{\ce{[H+]^{-2}}} \end{matrix}\begin{matrix} -\log{\ce{[H+]}} = \dfrac{14,8}{6} \end{matrix}$\color{orangered}{\text{Obs:}}$ $\text{pH} = -\log{\ce{[H+]}} $ Portanto,\begin{matrix}\text{pH} \approx 2,5 & \tiny{\blacksquare} \end{matrix}$\color{#3368b8}{\text{Nota:}}$ O resultado constatado é aproximado, pois, fizemos uma aproximação na equação de Nernst, em que: $0,0592 \approx0,06$.