Estude! Com Prof. Caju

Na tentativa de se determinar a constante de Avogadro pelo método eletroquímico, um professor de laboratório de química do ensino médio fez eletrolise em solução aquosa de Cu²+.
Durante um tempo de meia hora (cronometrado), a massa de Cu que se depositou no eletrodo foi de 0,9g . a corrente foi de 1 A . Qual o erro na determinação da constante de Avogadro? (M Cu = 63,5 g/mol)

Olá!

A reação que ocorrerá durante a passagem de corrente pela solução é:

[tex3]Cu^{2+} \, + \, 2e^- \, \longrightarrow \, Cu_{(s)}[/tex3]

De acordo com a constante de Faraday:

[tex3]1mol (e^-) \longrightarrow \, 96500C[/tex3]

Fazendo uma proporção estequiométrica para encontrar a quantidade de cobre que deveria ser depositado no eletrodo, encontraremos:

[tex3]m(Cu)=\frac{M(Cu)\cdot \Delta q}{\Delta q (\rightarrow 2mol(e^-))}=\frac{63,5\cdot 1\cdot 30\cdot 60}{96500\cdot 2}=0,6\text{g}[/tex3]

A diferença percentual entre os valores é:

[tex3]\frac{0,9-0,6}{0,9}\cdot 100=33,33[/tex3]

Imagino que seja isso!
Espero ter ajudado! Abraços...