03)Eletrolisa-se uma solução de \mathrm{CuCl}_{2}, durante 32 minutos, com uma corrente de 5 A , obtém-se nas CNTP, o cloro num volume em mL , de:
a) 1114 .
b) 1400 .
c) 1920 .
d) 1600 .
e) 9650 .

Passo 1

O enunciado pede o volume de Cl_2 obtido pela eletrólise de uma solução de CuCl_2 durante 32 min com corrente de 5 A, nas CNTP. O conteúdo envolve a lei de Faraday (carga elétrica e quantidade de elétrons), a estequiometria da meia-reação de oxidação
2\,Cl^- \;\to\; Cl_2 \;+\;2\,e^-
e o volume molar de gás nas CNTP ( 22{,}4 L/mol).

Passo 2

Calculamos primeiro a carga elétrica total fornecida: o tempo de eletrólise é
t = 32\;\text{min} = 32\times 60 = 1920\;\text{s},
logo a carga Q é
Q = I \cdot t = 5\;\text{A} \times 1920\;\text{s} = 9600\;\text{C}.

Passo 3

A quantidade de elétrons transferidos (em mol) vem de
n_e = \frac{Q}{F},
onde F=96500\;\text{C/mol} é a constante de Faraday. Assim
n_e = \frac{9600}{96500}\approx 0{,}0995\;\text{mol}.

Passo 4

Pela estequiometria da reação, 2 mol de elétrons produzem 1 mol de Cl_2. Então
n_{Cl_2} = \frac{n_e}{2} = \frac{0{,}0995}{2} \approx 0{,}04975\;\text{mol}.

Passo 5

Nas CNTP, cada mol de gás ocupa 22{,}4 L. O volume de Cl_2 obtido é
V = n_{Cl_2}\times 22{,}4\;\text{L/mol} \approx 0{,}04975\times 22{,}4 = 1{,}114\;\text{L} = 1114\;\text{mL}.

Resposta

1114 mL (alternativa a)

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