O alumínio é um metal leve e muito resistente, tendo diversas aplicações industriais. Esse metal passou a ser explorado economicamente a partir de 1886, com a implementação do processo Héroult-Hall. O processo Héroult-Hall consiste na redução do alumínio presente na alumina \left(\mathrm{Al}_{2} \mathrm{O}_{3}\right) para alumínio metálico, por meio de eletrólise. Qual será a massa de alumínio produzida, se uma cela eletrolítica opera durante uma hora, passando carga equivalente a 1 A? R. 0,33g

Passo 1

O enunciado pede a massa de alumínio metálico obtida por eletrólise, sabendo que a cela opera com corrente de 1,A durante 1,h. O conteúdo que vamos usar é a Lei de Faraday da eletrólise, que relaciona a carga elétrica transferida com a quantidade de substância reduzida ou oxidada. Precisamos dos seguintes dados:
• Corrente elétrica I e tempo t para obter a carga Q.
• Constante de Faraday F, que é a carga de 1 mol de elétrons.
• Reação de redução do alumínio e o número de elétrons envolvidos.
• Massa molar do alumínio \bigl(M_{\mathrm{Al}}\bigr).

Passo 2

Calcular a carga total que passou pela célula. A carga elétrica é dada por
Q = I \times t.
Aqui temos I = 1,A e t = 1,h = 3600,s, então
Q = 1 \times 3600 = 3600\text{ C}.

Passo 3

Escrever a semirreação de redução do alumínio a partir de \mathrm{Al}^{3+}:
\mathrm{Al}^{3+} + 3\,e^- \to \mathrm{Al}.
Isso mostra que para formar 1 mol de \mathrm{Al} são consumidos 3 mol de elétrons.

Passo 4

Pela Lei de Faraday, a quantidade de matéria \Delta n de alumínio produzida é
\Delta n = \frac{Q}{n_e\,F},
onde n_e = 3 mol e⁻/mol Al e F = 96485,C/mol e⁻. A massa de alumínio é então
m = \Delta n \times M_{\mathrm{Al}} = \frac{Q}{n_e\,F}\times M_{\mathrm{Al}}.

Passo 5

Substituindo os valores numéricos ( Q=3600,C, n_e=3, F=96485,C/mol, M_{\mathrm{Al}}=26,98,g/mol):
m = \frac{3600}{3 \times 96485}\times 26,98 \approx 0,33\text{ g}.

Resposta

A massa de alumínio produzida é aproximadamente 0,33,g.

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