Calcule os seguintes valores para reações de eletroquímica:
O tempo para precipitar \mathbf{3 5 0} \mathbf{~ g} de \mathbf{A g} (Prata) em uma corrente elétrica de 7,80 \mathrm{~A}

Passo 1

O enunciado pede o tempo necessário para precipitar 350,g de prata \mathrm{Ag} usando uma corrente constante de 7{,}80,A.
Conteúdo: eletroquímica básica, Lei de Faraday para deposição eletrolítica. Vamos precisar da massa molar da Ag, da constante de Faraday e da relação entre carga elétrica e tempo.

Passo 2

Calcular quantas mols de prata correspondem a 350,g. A massa molar da prata é
M_{\mathrm{Ag}} = 107{,}87\\ \mathrm{g/mol}.
Logo o número de mols é
n = \frac{m}{M_{\mathrm{Ag}}} = \frac{350}{107{,}87} \approx 3{,}245\\ \mathrm{mol}.

Passo 3

Escrevendo a meia‐reação de redução da prata:
\mathrm{Ag}^+ + e^- \to \mathrm{Ag},
vemos que cada mol de \mathrm{Ag} exige 1 mol de elétrons z=1. A carga total Q necessária é
Q = n\,z\,F = 3{,}245 \times 1 \times 96485\\ \mathrm{C/mol} \approx 3{,}13\times 10^5\\ \mathrm{C},
onde F = 96485,C/mol é a constante de Faraday.

Passo 4

A corrente elétrica relaciona carga e tempo por Q = I\,t. Assim, o tempo em segundos é
t = \frac{Q}{I} = \frac{3{,}13\times 10^5}{7{,}80}\\ \mathrm{s} \approx 4{,}02\times 10^4\\ \mathrm{s}.

Passo 5

Converter 4{,}02\times 10^4,s para horas, minutos e segundos:
4{,}02\times 10^4\\ \mathrm{s} \div 3600\approx 11{,}16\\ \mathrm{h}
ou seja, 11 h mais 0{,}16\times60\approx9{,}6 min, isto é 9 min e 0{,}6\times60\approx36 s.

Resposta

O tempo necessário é aproximadamente
t \approx 4,02\times10^4\\ \mathrm{s} \approx 11\,\mathrm{h}\,9\,\mathrm{min}\,36\,\mathrm{s}.

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