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
, 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
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
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:
Lembra que Ampère é Coulomb por segundo.
Passo 5
Quantos mols de elétron isso representa?
Passo 6
Cada mol de Cu²⁺ precisa de 2 mols de elétron, logo o número de mols de Cu depositado é
Passo 7
Agora converte pra gramas:
Resposta
Aproximadamente 30,6 g de cobre.