Calcule os seguintes valores para reações de eletroquímica:
A corrente necessária para precipitar \mathbf{7 9 0} \mathbf{g} de Al (Alumínio) em \mathbf{2} horas e \mathbf{3 0} minutos

Passo 1

O enunciado pede a corrente elétrica necessária para depositar 790 g de alumínio em 2 h e 30 min. O processo de deposição é descrito pela meia-reação
\mathrm{Al}^{3+} + 3\,\mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{Al},
logo cada mol de \mathrm{Al} requer 3 mol de elétrons. Para resolver, vamos usar:
– massa molar do Al, M(\mathrm{Al}),
– constante de Faraday, F=96485\,\mathrm{C/mol},
– relação Q=n_{\mathrm{e^-}}\,F para carga total,
– e I=Q/t para a corrente.

Passo 2

Calcular a quantidade de mols de alumínio a precipitar:
n_{\mathrm{Al}} = \frac{\text{massa}}{M(\mathrm{Al})} = \frac{790\,\mathrm{g}}{27,0\,\mathrm{g/mol}} \approx 29,26\,\mathrm{mol}.

Passo 3

Determinar os mols de elétrons necessários:
n_{\mathrm{e^-}} = 3 \times n_{\mathrm{Al}} = 3 \times 29,26 \approx 87,78\,\mathrm{mol}.

Passo 4

Calcular a carga total Q usando Q = n_{\mathrm{e^-}}\,F:
Q = 87,78\,\mathrm{mol} \times 96485\,\mathrm{C/mol} \approx 8{,}47\times 10^{6}\,\mathrm{C}.

Passo 5

Converter o tempo de deposição em segundos:
2\text{ h }30\text{ min} = 2{,}5\text{ h} = 2{,}5 \times 3600\,\mathrm{s} = 9000\,\mathrm{s}.

Passo 6

Calcular a corrente média necessária:
I = \frac{Q}{t} = \frac{8{,}47\times10^{6}\,\mathrm{C}}{9000\,\mathrm{s}} \approx 941\,\mathrm{A}.

Resposta

A corrente necessária é de aproximadamente 941,A.

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