Calcule os seguintes valores para reações de eletroquímica:
Quantos gramas de \mathbf{C u} (Cobre) são depositados, quando \mathbf{1 3 , 1 ~ A} passam pela célula durante 12 minutos

Passo 1

O enunciado pede a massa de cobre depositada por eletrólise quando uma corrente de 13,1\\ \text{A} percorre a célula durante 12 minutos. Aqui vamos usar a primeira lei de Faraday, que relaciona carga elétrica passada \,Q, número de elétrons trocados n, massa molar do metal M e a constante de Faraday F.

Passo 2

Primeiro convertemos o tempo para segundos e calculamos a carga total:
t = 12\\ \text{min} \times 60\\ \frac{\text{s}}{\text{min}} = 720\\ \text{s}
Q = I \times t = 13{,}1\\ \text{A} \times 720\\ \text{s} = 9432\\ \text{C}

Passo 3

A reação de depósito é
\mathrm{Cu}^{2+} + 2\,e^- \to \mathrm{Cu}\,,
logo cada mol de cobre requer n=2 mol de elétrons. Tomamos a massa molar do cobre M = 63{,}546\\ \frac{\text{g}}{\text{mol}} e a constante de Faraday F = 96485\\ \frac{\text{C}}{\text{mol\,e^-}}.

Passo 4

Pela lei de Faraday a massa depositada é
m = \frac{M\,Q}{n\,F}.
Substituindo:
m = \frac{63{,}546\\ \frac{\text{g}}{\text{mol}}\;\times 9432\\ \text{C}}{2 \times 96485\\ \frac{\text{C}}{\text{mol}}}

Passo 5

Calculando numericamente:
m \approx \frac{63{,}546 \times 9432}{192970} \approx 3{,}11\\ \text{g}.

Resposta

Aproximadamente 3{,}11 gramas de cobre são depositados.

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