Em duas cubas eletrolíticas, ligadas em série, ocorrem as reações, cujas equações são mostradas a seguir, pela passagem de uma corrente elétrica de 1 ampère:
Cuba A: Ag+(aq) + e- Ag(s)
Cuba B: 2 H+(aq)+2 e-H 2 (g)
Pede-se:
26a) O tipo de reação que está ocorrendo;
26b) A denominação do eletrodo onde ocorrem essas reações;
26c) O tempo necessário para que ocorra a deposição de 1,08 g de prata;
26d) O volume, em L nas CNTP, do hidrogênio produzido durante o tempo determinado na letra c.

Passo 1

Beleza, vamos resolver esse exercício juntos! Temos duas cubas eletrolíticas ligadas em série com reações diferentes em cada uma. Vamos trabalhar com eletrólise, que é o processo de passar corrente elétrica através de uma solução para provocar reações químicas. Precisamos identificar os tipos de reações que estão acontecendo, os eletrodos envolvidos, calcular o tempo para depositar uma certa quantidade de prata e descobrir o volume de hidrogênio produzido.

Passo 2

26a) Tipo de reação que está ocorrendo
Primeiro, vamos identificar o tipo de reação em cada cuba.
  • Na Cuba A: Ag⁺(aq) + e⁻ → Ag(s)
    Isso é uma redução, onde íons de prata recebem elétrons para formar prata metálica.
  • Na Cuba B: 2H⁺(aq) + 2e⁻ → H₂(g)
    Aqui também é uma redução, onde íons de hidrogênio recebem elétrons para formar gás hidrogênio.
Portanto, as reações em ambas as cubas são de redução.

Passo 3

26b) Denominação do eletrodo onde ocorrem essas reações
Em uma célula eletrolítica:
  • O cátodo é o eletrodo onde ocorre a redução.
  • O ânodo é o eletrodo onde ocorre a oxidação.
Como em ambas as cubas ocorre redução, os eletrodos onde essas reações acontecem são chamados de cátodos.

Passo 4

26c) Tempo necessário para que ocorra a deposição de 1,08 g de prata
Vamos calcular o tempo necessário para depositar 1,08 g de prata usando a lei de Faraday.
Primeiro, precisamos saber quantos mols de prata correspondem a 1,08 g.
A massa molar da prata (Ag) é aproximadamente 107,9 g/mol.
n = massamassa , molar = 1,08,g107,9,g/mol approx 0,01,mol
A reação na Cuba A é:
Ag^+ + e^- Ag
Isso significa que para cada mol de Ag⁺, precisamos de 1 mol de elétrons.
A carga de 1 mol de elétrons (1 Faraday) é aproximadamente 96485 C/mol.
Então, a quantidade total de carga necessária é:
Q = n times F = 0,01,mol times 96485,C/mol = 964,85,C
Sabemos que a corrente elétrica (I) é de 1 ampère e que:
Q = I times t
Rearranjando para encontrar o tempo (t):
t = QI = 964,85,C1,A = 964,85,s
Convertendo para minutos:
t approx 964,8560 approx 16,08,min

Passo 5

26d) Volume, em L nas CNTP, do hidrogênio produzido durante o tempo determinado na letra c
Primeiro, precisamos saber quantos mols de elétrons foram usados para depositar a prata.
Como calculamos anteriormente, foram 0,01 mol de elétrons.
Na Cuba B, a reação é:
2H^+ + 2e^- H2(g)
Isso significa que para cada 2 mols de elétrons, formamos 1 mol de H₂.
Portanto, os mols de H₂ produzidos são:
nH2 = 0,01,mol2 = 0,005,mol
Usando a lei dos gases ideais para condições normais de temperatura e pressão (CNTP, onde 1 mol de gás ocupa 22,4 L):
V = n times 22,4,L/mol
V = 0,005,mol times 22,4,L/mol = 0,112,L

Resposta

26a) As reações que estão ocorrendo são de redução.
26b) Os eletrodos onde ocorrem essas reações são chamados de cátodos.
26c) O tempo necessário para depositar 1,08 g de prata é de aproximadamente 16,08 minutos.
26d) O volume de hidrogênio produzido nas CNTP durante esse tempo é de 0,112 litros.

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