Quantos gramas de cobre poderiam ser depositados sobre uma bandeja, pela eletrólise de uma solução contendo Cu no estado de oxidação +2 , por um período de 4,00 h, usando-se uma corrente de 6,46 A?

Passo 1

Beleza, o enunciado diz que queremos saber quantos gramas de cobre (Cu) vão se depositar numa bandeja durante uma eletrólise de Cu²⁺. A matéria aqui é Eletroquímica, mais especificamente a Lei de Faraday da eletrólise. Para resolver, vamos precisar da corrente (I), do tempo (t), da constante de Faraday (F), da estequiometria da reação (n = 2 elétrons para reduzir Cu²⁺) e da massa molar do cobre (M).

Passo 2

Listando os dados:
I = 6,46 A
t = 4,00 h = 4,00 · 3600 s = 1,44·10⁴ s
n = 2 (é a carga em mols de elétron para Cu²⁺ → Cu)
F = 9,6485·10⁴ C·mol⁻¹
M(Cu) = 63,55 g·mol⁻¹

Passo 3

A Lei de Faraday manda que a massa depositada é
m = I , t , Mn , F
Explicando: I·t é a carga total que passou, dividimos por n·F pra achar quantos mols de cobre foram formados, e multiplicamos pela massa molar pra virar gramas.

Passo 4

Calcular a carga total Q que passou:
Q = I cdot t = 6,46 ,A times 1,44times10^4 ,s approx 9,30times10^4 C
Lembra que Ampère é Coulomb por segundo.

Passo 5

Quantos mols de elétron isso representa?
ne = QF = 9,30times10^49,6485times10^4 approx 0,964 mol e⁻

Passo 6

Cada mol de Cu²⁺ precisa de 2 mols de elétron, logo o número de mols de Cu depositado é
nCu = ne2 = 0,9642 approx 0,482 mol Cu

Passo 7

Agora converte pra gramas:
m = nCutimes M = 0,482 moltimes63,55 gmol approx 30,6 g

Resposta

Aproximadamente 30,6 g de cobre.

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