Uma das principais aplicações da eletricidade é na produção de alumínio por eletrólise a partir de seu óxido dissolvido em criolita fundida. Em seu trabalho como engenheiro, você precisa predizer a quantidade de alumínio que pode ser produzida nesse processo. Encontre a massa de alumínio que pode ser produzida em 1,00 dia em uma célula eletrolítica que opera continuamente com 1,00 times 10^5 A. A criolita não reage.

Passo 1

Resumo do enunciado: a gente quer descobrir quanta massa de alumínio sai de uma célula eletrolítica que funciona 1,00 dia (que é 24 h) com corrente de 1,00times10^5 A.
Conteúdo da matéria: eletroquímica / eletrólise. Vamos usar:
  1. A relação carga Q = Icdot t.
  2. A constante de Faraday ( Fapprox9,6485times10^4,C/mole^-).
  3. A estequiometria da reação de redução de Al^3+ para Al.
  4. A massa molar do alumínio ( MAl=26,98,g/mol).

Passo 2

Converter tempo em segundos e calcular a carga total:
1 dia = 24 htimes3600 s/h=86400 s.
Q = Icdot t = l(1,00times10^5,Ar)times(86400,s) =8,64times10^9,C

Passo 3

Calcular quantos mols de elétrons isso representa usando Faraday:
ne^- = QF = 8,64times10^9,C9,6485times10^4,C/mol approx8,95times10^4,mol e^-

Passo 4

Ver a reação de redução do alumínio:
2,Al^3+ + 6,e^- longrightarrow 2,Al
Isso significa que para cada 2 mol de Al formados são consumidos 6 mol de elétrons, ou seja, 3 mol e⁻ por 1 mol Al.

Passo 5

Calcular quantos mols de Al saem:
nAl = ne^-3 = 8,95times10^4,mol e^-3 approx2,98times10^4,mol Al

Passo 6

Transformar mols de Al em massa usando a massa molar:
mAl = nAltimes MAl = (2,98times10^4,mol)times(26,98,g/mol) approx8,06times10^5,g
Em quilogramas:
8,06times10^5,g = 806,kg

Resposta

A massa de alumínio produzida em 1,00 dia a 1,00×10^5 A é aproximadamente 8,06×10^5 g, ou seja, 806 kg.

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