01)Numa célula eletrolítica contendo solução aquosa de nitrato de prata flui uma corrente elétrica de 5,0A durante 9650 segundos. Nessa experiência, quantos gramas de prata metálica são obtidos?
Dado: \mathrm{Ag}=108 \mathrm{~g} / \mathrm{mol}
a) 108 g .
b) 100 g .
c) 54,0 \mathrm{~g}.
d) 50,0 \mathrm{~g}.
e) 10,0 \mathrm{~g}.

Passo 1

O enunciado descreve uma eletrólise de solução aquosa de nitrato de prata, em que passa uma corrente de 5{,}0\:\mathrm{A} durante 9650\:\mathrm{s}. Pede-se a massa de prata metálica formada. O conteúdo aqui é a Lei de Faraday, que relaciona a carga elétrica transferida com a quantidade de matéria depositada: cada mol de elétrons n_e corresponde a F=96485\:\mathrm{C}.

Passo 2

Calculamos a carga elétrica total Q que passou pela célula usando Q = I \cdot t:
Q = 5{,}0\:\mathrm{A}\times 9650\:\mathrm{s} = 48250\:\mathrm{C}.

Passo 3

Determinamos o número de mols de elétrons que corresponderam a essa carga, usando
n_e = \frac{Q}{F} = \frac{48250\:\mathrm{C}}{96485\:\mathrm{C/mol}}\approx 0{,}500\:\mathrm{mol}.

Passo 4

A semirreação de redução da prata é
\mathrm{Ag}^{+} + e^{-} \to \mathrm{Ag},
isto é, 1 mol de elétrons produz 1 mol de \mathrm{Ag}. Logo, o número de mols de prata depositada é
n_{\mathrm{Ag}} = n_{e}\approx 0{,}500\:\mathrm{mol}.

Passo 5

Finalmente, convertemos mols de prata em massa usando a massa molar M_{\mathrm{Ag}}=108\:\mathrm{g/mol}:
m = n_{\mathrm{Ag}}\times M_{\mathrm{Ag}} = 0{,}500\:\mathrm{mol}\times 108\:\mathrm{g/mol} = 54{,}0\:\mathrm{g}.

Resposta

c) 54,0\:\mathrm{g}.

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