02)Para deposição eletrolítica de 11,2 \mathrm{~g} de um metal cuja massa molar é 112 \mathrm{~g} / \mathrm{mol}, foram necessários 19300 C. Portanto, o número de oxidação do metal é:
a) +1 .
b) +2 .
c) +3 .
d) +4 .
e) +5 .

Passo 1

O enunciado dá a massa depositada do metal 11,2\\ \mathrm{g}, sua massa molar 112\\ \mathrm{g}/\mathrm{mol} e a carga elétrica necessária 19300\\ \mathrm{C}. Queremos encontrar o número de oxidação z do metal aplicando a Lei de Faraday da eletrólise, que relaciona carga, quantidade de matéria e número de elétrons transferidos.

Passo 2

Calcular o número de mols do metal depositado. Como a massa molar é 112\\ \mathrm{g}/\mathrm{mol}, temos:
n_{\text{metal}} = \frac{11,2\\ \mathrm{g}}{112\\ \mathrm{g}/\mathrm{mol}} = 0,10\\ \mathrm{mol}.

Passo 3

Usar a Lei de Faraday para eletrólise: a carga total Q que passa é dada por
Q = z \, n_{\text{metal}} \, F,
onde z é o número de elétrons (igual ao número de oxidação em módulo) e F é a constante de Faraday F = 96485\\ \mathrm{C}/\mathrm{mol}.

Passo 4

Isolando z, obtemos
z = \frac{Q}{n_{\text{metal}} \, F} = \frac{19300\\ \mathrm{C}}{0,10\\ \mathrm{mol} \times 96485\\ \mathrm{C}/\mathrm{mol}} \approx 2,00.
Logo, o metal recebe 2 elétrons por íon \bigl(M^{2+} + 2e^-\to M\bigr), ou seja, seu número de oxidação é +2.

Resposta

b) +2.

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