Sabendo que um faraday é igual a 96500 coulombs, o tempo, em segundos, necessário para eletrodepositar 6,3 g de Cu^2+ utilizando uma corrente de 2 amperes é de: Dado: Cu=63,5 u.
a) 6,3 b) 12,6 c) 4825 d) 9650 e) 19300

Passo 1

Beleza, vamos lá! A questão pede para calcular quanto tempo, em segundos, leva para eletrodepositar 6,3 gramas de íons de cobre ( ) usando uma corrente de 2 amperes. Para resolver isso, vamos usar os conceitos de Eletroquímica, mais especificamente a Lei de Faraday. Precisaremos das fórmulas que relacionam massa depositada, corrente elétrica, tempo, e constante de Faraday.

Passo 2

Primeiro, vamos entender a fórmula que vamos usar. A Lei de Faraday para a eletrólise nos diz que:
massa = M times I times tn times F
Onde:
  • é a quantidade de substância depositada (em gramas),
  • é a massa molar do material (para o cobre, ),
  • é a corrente elétrica (em amperes),
  • é o tempo (em segundos) que queremos encontrar,
  • é o número de elétrons envolvidos na reação (para , ),
  • é a constante de Faraday ( ).

Passo 3

Nosso objetivo é encontrar o tempo t = massa times n times FM times I . Vamos reorganizar a fórmula para isolá-lo:

Passo 4

Agora, vamos substituir os valores conhecidos na fórmula:
t = 6,3 , g times 2 times 96500 , C/mol63,5 , g/mol times 2 , A

Passo 5

Simplificando os números:
  • Multiplicando a massa pela constante de Faraday e pelo número de elétrons:
6,3 times 2 times 96500 = 6,3 times 193000 = 1.215.900 , C
  • Multiplicando a massa molar pelo número de amperes:
63,5 times 2 = 127 , g cdot A/mol

Passo 6

Agora, dividimos os resultados para encontrar o tempo:
t = 1.215.900127 approx 9570 , segundos

Resposta

O tempo necessário para eletrodepositar de com uma corrente de 2 amperes é aproximadamente 9.570 segundos, o que mais se aproxima da opção d) 9650.

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