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Que amperagem é necessária para depositar 1,00 \mathrm{~mol} de Cr , a partir de solução de \mathrm{Cr}^{3+}, num período de 12,00 \mathrm{~h} ?

Passo 1

O enunciado pede a amperagem necessária para depositar 1,00 mol de Cr a partir de solução de \mathrm{Cr}^{3+} em 12,00 h. O conteúdo é eletrólise e a aplicação da Segunda Lei de Faraday, usando as fórmulas
Q = n_e \, F
e
I = \frac{Q}{t}.

Passo 2

Escrevemos a meia-reação de redução do cátion cromo:
\mathrm{Cr}^{3+} + 3\,e^- \longrightarrow \mathrm{Cr}.
Para formar 1,00 mol de Cr são necessários 3,00 mol de elétrons.

Passo 3

Calculamos a carga total requerida:
n_e = 3{,}00\\ \text{mol de }e^-
F = 96485\\ \mathrm{C/mol}
Q = n_e \cdot F = 3{,}00 \times 96485 = 289455\\ \mathrm{C}.

Passo 4

Convertendo o tempo e calculando a corrente:
t = 12{,}00\\ \mathrm{h} = 12{,}00 \times 3600 = 43200\\ \mathrm{s},
I = \frac{Q}{t} = \frac{289455}{43200} \approx 6{,}70\\ \mathrm{A}.

Resposta

A amperagem necessária é aproximadamente 6,70\\ \mathrm{A}.

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