1. Eletrolisa-se uma solução de \mathbf{C u C l}_{2}, durante \mathbf{3 2} minutos, com uma corrente de 5,0 A, obtém-se nas CNTP (Condições Normais de Temperatura e Pressão - 1,0 atm e 0^{\circ} \mathrm{C} ), o cloro num volume em mL, de: Dado: 1 mol na CNTP =22,4 litros. 1.114 mL

Passo 1

O enunciado diz que eletrolisamos uma solução de CuC l_{2} com corrente elétrica de 5,0 A durante 32 min e queremos o volume de C l_{2} (g) obtido nas CNTP (1,0 atm e 0\circC). O conteúdo usado será a lei de Faraday para eletrólise e a relação estequiométrica entre carga elétrica e mols de gás, além da conversão de mols de C l_{2} em volume nas CNTP.

Passo 2

Calculamos a carga elétrica total que passou pela solução usando
Q = I \cdot t,
onde I=5{,}0 A e t=32 min =32\times60=1920 s. Logo,
Q = 5{,}0\;\mathrm{A}\times1920\;\mathrm{s}=9600\;\mathrm{C}.

Passo 3

No ânodo ocorre a semirreação
2\,\mathrm{Cl}^- \to \mathrm{Cl}_2 + 2\,\mathrm{e}^-.
Para formar 1 mol de \mathrm{Cl}_2 são necessários 2 mol de elétrons, ou seja, 2F de carga, com F\approx96485;C/mol.
O número de mols de elétrons transferidos é
n(\mathrm{e}^-) = \frac{Q}{F} = \frac{9600}{96485}\approx0{,}0995\;\text{mol},
e, portanto, os mols de \mathrm{Cl}_2 formados valem
n(\mathrm{Cl}_2) = \frac{n(\mathrm{e}^-)}{2} \approx \frac{0{,}0995}{2}=0{,}04975\;\text{mol}.

Passo 4

Nas CNTP, 1 mol de gás ocupa 22,4 L. Então o volume de \mathrm{Cl}_2 é
V = n(\mathrm{Cl}_2)\times22{,}4\;\mathrm{L} \approx 0{,}04975\times22{,}4 =1{,}114\;\mathrm{L}.
Convertendo para mililitros,
V =1{,}114\;\mathrm{L}\times1000=1114\;\mathrm{mL}.

Resposta

1114 mL

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