Uma solução de sulfato cúprico, \mathrm{CuSO}_{4}, é eletrolisada entre eletrodos inertes. Se \mathbf{1 , 6 2} \mathbf{g} de cobre são depositados, qual a quantidade de coulombs gasta?
Constante de Faraday: \mathbf{9 6 . 4 8 5} C/mol
\text { Semi - Reação: } \mathrm{Cu}^{+2}{ }_{(\mathrm{aq})}+2 \mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Cu}{ }_{(\mathrm{s})} \mathrm{E}^{\circ}=+0,34 \mathrm{~V}çã

Passo 1

O enunciado descreve a eletrolise de uma solução de sulfato cúprico, em que se depositam \,1,62 g de cobre metálico. O conteúdo aqui é a segunda lei de Faraday, segundo a qual a carga elétrica necessária é
Q = n \,z\,F
em que n é o número de mols de substância depositada, z é o número de elétrons por átomo (valência) e F é a constante de Faraday.

Passo 2

Calcular o número de mols de cobre depositado usando
n = \frac{m}{M}
em que m = 1,62 g é a massa depositada e M_{\mathrm{Cu}} = 63,55 g/mol é a massa molar do cobre. Logo,
n = \frac{1,62}{63,55} \approx 0,0255\;\text{mol}.

Passo 3

Identificar a valência na semi-reação
\mathrm{Cu}^{2+} + 2\,\mathrm{e}^- \to \mathrm{Cu},
ou seja, cada átomo de cobre requer z=2 elétrons.

Passo 4

Calcular a carga total usando
Q = n\,z\,F = 0,0255 \times 2 \times 96\,485\;\mathrm{C/mol}.
Fazendo a conta,
Q \approx 0,0510 \times 96\,485 \approx 4{,}93\times 10^{3}\;\mathrm{C}.

Resposta

A quantidade de carga gasta é aproximadamente 4,93\times 10^{3} C.

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