Na produção de alumínio, uma indústria utiliza 15 cubas eletrolíticas em série. Sabendo que a corrente aplicada é 120 kA, qual a massa, em kg, de alumínio produzida por hora?
Dados: Constante de Faraday (F) = 96.500 C.mol-1; Massa molar Al = 27,0 g.mol-1.
Soluções para a tarefa
Redução do Al+3 + 3e- → Al
Considerando que: Q (carga) = ne(carga do elétron: 1,6x10^-19C); i = Q/Δt, sendo o tempo 1h = 3600s. Assim, i = ne/Δt ou, no caso, n = iΔt/e.
n = 120x10^3 x 3600/1,6x10^-19 = 2,7x 10^27 elétrons. Como temos 15 cubas em série, n total = 4,05x10^28 elétrons.
A carga total resultante desses elétrons é Q = 4,05x10^28 x 1,6x10^-19 = 6,48x10^11C.
Como 1 mol de elétrons = 96500C (1F), a redução de Al+3 em Al precisa de 3x96500 = 289500C (vide equação eletroquímica).
Assim, temos que:
Al ----- e-
27g (1 mol) ----- 289500C
m ------- 6,48x10^11C
m = 604,35kg de Al.
Espero que seja isso e espero ter ajudado.
Diego.
Resposta:
Letra A, 604.
Explicação:
Há um jeito mais fácil de resolver a questão, sem usar a fórmula Q = n.e, que o rapaz aqui em cima usou (ótima resolução, por sinal).
Primeiro, monte a equação da eletrólise:
Al3+ + 3e- -> Al
1 mol de elétron tem carga Q = 96500. A deposição do Al3+ envolve 3 mols de elétron, então: 96500 . 3 = 289500 C.
A quantidade de carga que passa por 1 cuba, durante 1 hora, nas condições que o enunciado apresenta será dada por Q = i.t. Lembrando que é preciso passar a corrente de kA para A e o tempo de h pra s.
Q = 1,2.10^5 . 3600
Q = 4320.10^5
Agora basta fazer uma regra de 3. O raciocínio é: 289500 de carga é capaz de depositar 1 mol de Al (o que equivale à sua massa molar, 27 g). Quanto 4320.10^5 C de carga, que é o que temos nas condições do enunciado, será capaz de depositar de Al?
289500 ----- 27
4320.10^5 ----- x
x = 0,4.10^5 = 40000 g
Esse cálculo foi feito considerando uma única cuba. É preciso multiplicar o resultado por 15:
40000 . 15 = 600000 g = 600 kg
É um resultado aproximado. A resposta é letra A.