04)A corrente elétrica necessária para depositar 10,8 \mathrm{~g} de prata através da eletrólise de uma solução de nitrato de prata durante 5 minutos é de: \mathrm{Ag}=108 \mathrm{~g} / \mathrm{mol}
a) 32,16 \mathrm{~A}.
b) 3,0 \mathrm{~A}.
c) 6,2 \mathrm{~A}.
d) 4,3 \mathrm{~A}.
e) 31,3 \mathrm{~A}.

Passo 1

O enunciado pede a corrente elétrica necessária para depositar 10{,}8 g de prata \mathrm{Ag} por eletrólise em 5 minutos. O conteúdo envolvido é a eletroquímica, mais precisamente a Lei de Faraday, que relaciona quantidade de substância depositada, carga elétrica e corrente.

Passo 2

Calcule o número de mols de prata depositados. A massa molar da prata é M_{\mathrm{Ag}}=108,g/mol, logo:
n = \frac{10{,}8}{108} = 0{,}1\\ \text{mol}.
Na reação de depósito, cada íon \mathrm{Ag}^+ recebe um elétron para formar \mathrm{Ag}. Isso significa que cada mol de \mathrm{Ag} consome um mol de elétrons, ou seja, um Faraday ( F\approx96485,C).

Passo 3

Determine a carga elétrica total Q necessária:
Q = n \times F = 0{,}1 \times 96485 \approx 9648{,}5\\ \text{C}.
Converta o tempo de 5 min para segundos:
t = 5\times60 = 300\\ \text{s}.
A corrente média é
I = \frac{Q}{t} = \frac{9648{,}5}{300} \approx 32{,}16\\ \text{A}.

Resposta

a) 32,16\\ \mathrm{A}.

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