O Al ^3+ é reduzido a Al(s) em um elétrodo. Se uma corrente de 1,00 ampère for passada por 24 horas, que massa de alumínio é depositada no elétrodo? Suponha 100 % de eficiência da corrente.

Passo 1

Beleza, o enunciado diz que íons Al³⁺ são reduzidos a Al metálico num eletrodo. Passa-se uma corrente de 1,00 A durante 24 h e a gente quer saber quantos gramas de Al vão se depositar, assumindo 100 % de eficiência.
Conteúdo: eletrólise e leis de Faraday. Vamos precisar calcular a carga total que passou, converter em mol de elétrons e daí achar mol de alumínio e, por fim, a massa.

Passo 2

Calcular a carga total Q que passou pelo circuito:
Q = I times t
onde
Q = 1,00 times 86400 = 86400 C

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Passo 3

Transformar essa carga em mol de elétrons usando a constante de Faraday ne^- = QF = 8640096485 approx 0,8954 mol e^- :
Aqui a ideia é que 1 mol de elétrons carrega uma carga de coulombs.

Passo 4

Ver a reação de redução do Al³⁺:
Al^3+ + 3,e^- to Al(s)
Isso significa que para cada mol de Al depositado precisamos de 3 mol de elétrons. Então
nAl = ne^-3 = 0,89543 approx 0,2985 mol Al

Passo 5

Converter mol de Al em massa usando a massa molar mAl = nAl times MAl = 0,2985 times 26,98 approx 8,05 g :

Resposta

A massa de alumínio depositada é aproximadamente 8,05 g.

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