Química Geral ⇒ (IMEPAC) Eletrólise Tópico resolvido

[Juniorn1]

O alumínio é um metal muito útil em vários setores de produção. Sua grande aplicabilidade industrial está relacionada a propriedades importantes do alumínio como a densidade, a resistência mecânica e o baixo potencial de oxidação. Considere que uma indústria produziu alumínio pela eletrólise do íon Al3+ obtido do óxido de alumínio. Para esse processo, foi aplicada uma tensão de 5 V. Nessas condições, é correto afirmar que o número aproximado de quilowatts-hora de eletricidade necessários para produzir 27 toneladas de alumínio é igual a:

Dado: 1 faraday = 96.500 C

A) 2 x 10³ kWh.
B) 4 x 10³ kWh.
C) 2 x 10⁵ kWh.
D) 4 x 10⁵ kWh.

Resposta

---

d

Alguém para ajudar?

[Planck]

Olá, Juniorn1.

Vamos equacionar a eletrólise do alumínio:

[tex3]\mathrm{
Al^{+3} + 3e^- \longrightarrow Al^0
}[/tex3]

Para cada mol de alumínio, precisamos de três mol de elétrons. Como a massa molar do alumínio é de [tex3]27 \text{ g}[/tex3] e a produção será de [tex3]27 \text{ ton},[/tex3] temos [tex3]10^6 \text{ mol}[/tex3] de alumínio. Logo, é preciso utilizar [tex3]3 \cdot 10^6 \text{ mol}.[/tex3] Pela constante de Faraday, podemos determinar que será necessário [tex3]3 \cdot 10^6 \cdot 96500 ~\text C :[/tex3]

[tex3]\mathrm{
Q = i \Delta t \implies Q = \frac{P}{U} \cdot \Delta t
}[/tex3]

Veja que fiz a substituição de [tex3]\text i = \frac{\text P}{\text U}.[/tex3] Para ter o tempo em hora, vamos multiplicar a expressão por [tex3]3600[/tex3]:

[tex3]\mathrm{
Q = \frac{P}{U} \cdot \Delta t \cdot 3600\implies \frac{3 \cdot 10^6 \cdot 96500 \cdot 5}{3600} = \stackrel{^{P \cdot \Delta t}}{E}

\\‎\\

E \approx 4,02 \cdot 10^5 ~kWh
}[/tex3]

[Juniorn1]

Show!!Muito obrigado!!