Físico-Química ⇒ (FMJ - 2014) Eletrólise Tópico resolvido

[steffany]

Suponha que a corrente elétrica de 8 amperes produzida pela célula a combustível mais eficiente que os pesquisadores conseguiram construir seja utilizada para realizar a eletrólise de 10 litros de uma solução aquosa de sulfato de cobre (II) de concentração igual a 0,5 mol/L. Sabendo-se que a constante de Faraday é igual a 96 500 C/mol, para que todos os íons [tex3]Cu^{2+}[/tex3] presentes na solução sejam reduzidos a cobre metálico no cátodo, estima-se que o tempo necessário, em horas, seja de, aproximadamente,

(A) 89.
(B) 34.
(C) 48.
(D) 15.
(E) 62.

Resposta

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Gab.: B

Obrigada.

[VALDECIRTOZZI]

A equação química reação de redução em questão é a seguinte:
[tex3]Cu_{(aq)}^{2+} +2e^- \rightarrow Cu_{(s)}^o[/tex3]

Como há [tex3]10 \ \ell[/tex3] de solução [tex3]0,5 \ mol/\ell[/tex3] de [tex3]Cu_{(aq)}^{2+}[/tex3], temos, portanto, [tex3]0,5 \times 10=5 \ mol[/tex3] desses íons em solução.

Note que, pela estequeometria da reação, 1 mol de [tex3]Cu_{(aq)}^{2+}[/tex3] necessita de [tex3]2 \ mol[/tex3] de elétrons para se reduzir, portanto, [tex3]5 \ mols[/tex3] de cobre necessitarão de [tex3]10 \ mols[/tex3] de elétrons.

Como a carga de [tex3]1\ mol[/tex3] de elétrons é [tex3]96.500 \ C[/tex3], a carga de [tex3]10 \ mols[/tex3] de elétrons será de [tex3]965.000 \ C[/tex3]. Daí:

[tex3]i=\frac{\Delta Q}{\Delta t}[/tex3], onde
[tex3]i[/tex3] é a corrente elétrica que passa no sistema em segundos;
[tex3]\Delta Q[/tex3] é a carga elétrica utilizada na eletrólise num dado tempo;
[tex3]\Delta t[/tex3] é o tempo de eletrólise.

[tex3]i=\frac{\Delta Q}{\Delta t}[/tex3]
[tex3]8=\frac{965.000}{\Delta t}[/tex3]
[tex3]\Delta t=\frac{965.000}{8}=120.625 \ s=33,51 \ h[/tex3]

Espero ter ajudado!

[steffany]

Ajudou muito