Uma corrente constante de 0,800 A foi usada para depositar cobre no cátodo e oxigênio no ânodo de uma célula eletrolítica. Calcule quantas gramas de cobre é formado em 15,2 minutos, assumindo que não ocorram outras reações de oxi-redução.

Passo 1

Beleza, o enunciado diz que uma corrente constante de 0,800 A foi usada por 15,2 min numa célula eletrolítica, depositando cobre no cátodo. A gente quer saber quantos gramas de Cu foram formados.
Conteúdo: eletroquímica (eletrólise) e Lei de Faraday.
O que precisamos:
  1. Calcular a carga elétrica total que passou ( ).
  2. Usar a 1ª Lei de Faraday: a massa depositada é .
  3. Saber que para reduzir mol de Cu( ) são necessários elétrons, a massa molar do Cu ( ,g/mol) e a constante de Faraday ( ,C/mol).

Passo 2

Primeiro convertemos o tempo para segundos:
t = 15,2 min times 60 smin = 912 s
Agora a carga total Q = Icdot t = 0,800 A times 912 s = 729,6 C que passou é

Passo 3

Pela definição da constante de Faraday, cada mol de elétrons carrega ne = QF = 729,696485 approx 7,56times10^-3 mol e⁻ ,C. O número de mols de elétrons é

Passo 4

A reação de redução do cobre é
ceCu^2+ + 2e- -> Cu(s),
ou seja, cada 2 mol de elétrons formam 1 mol de Cu. Então a quantidade de mols de Cu depositados é
nCu = ne2 = 7,56times10^-32 = 3,78times10^-3 mol Cu

Passo 5

Para achar a massa de cobre, multiplicamos pelos 63,5 g/mol:
m = nCutimes M = 3,78times10^-3 moltimes 63,5 gmol approx 0,240 g

Resposta

Aproximadamente 0,240 g de cobre são depositados.

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