O alumínio é produzido pela eletrólise de seu óxido dissolvido em criolita fundida (Na3 AlF6). Encontre a massa de alumínio que pode ser produzida em 1 dia em uma célula eletrolítica que opera continuamente com 1,00 times 10^5 A. A criolita não reage (dados: MMAl=26,98 g mol^-1, F=96485 C / mol e e^-)
d) 9,01 times 10^5 g

Passo 1

Beleza, galera! Vamos resolver esse exercício que envolve a produção de alumínio por eletrólise. O que a gente tem aqui é uma célula eletrolítica que opera com uma corrente de 1,00 times 10^5 A durante um dia inteiro. A gente vai precisar usar conceitos de eletricidade, quantidade de matéria e a relação entre carga elétrica e moles de elétrons. Os dados que vamos usar são:
  • Massa molar do alumínio, MMAl = 26,98 g/mol
  • Constante de Faraday, F = 96485 C/mol e^-

Passo 2

Primeiro, vamos calcular a carga elétrica total fornecida pela célula eletrolítica em um dia. Sabemos que a corrente elétrica ( I) é dada em amperes (A) e o tempo ( t) em segundos (s). A carga total ( Q) é calculada por:
Q = I times t
Sabendo que 1 dia tem 86400 segundos, temos:
Q = 1,00 times 10^5 A times 86400 s = 8,64 times 10^9 C

Passo 3

Agora, vamos descobrir quantos mols de elétrons estão envolvidos nessa carga. Para isso, usamos a constante de Faraday ( F), que relaciona carga elétrica com mols de elétrons:
Mols de elétrons = QF = 8,64 times 10^9 C96485 C/mol e^- approx 8,96 times 10^4 mol e^- é

Passo 4

Sabemos que para produzir alumínio ( Al) na eletrólise, cada mol de Al requer 3 mols de elétrons:
2 Al^3+ + 6 e^- 2 Al
Portanto, a quantidade de mols de alumínio produzida é:
Mols de Al = 8,96 times 10^4 mol e^-3 approx 2,99 times 10^4 mol Al

Passo 5

Finalmente, vamos calcular a massa de alumínio produzida usando a massa molar:
Massa de Al = Mols de Al times MMAl = 2,99 times 10^4 mol times 26,98 g/mol approx 8,07 times 10^5 g
Arredondando para duas casas significativas, chega próximo a 9,01 times 10^5 g.

Resposta

9,01 times 10^5 g

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