Question

Sabendo que 1 faraday é igual a 96500c, o tempo, em segundos, necessário para eletrodepositar 6,3g de Cu++ utilizando uma corrente de 2 àmperes é de:
(Massa molar do Cu= 63g/mol

Answer 1

Cu {2+} + 2 e → Cu {0}

n = m1 / MM
n → Número de mols;
m1 → Massa da amostra;
MM → Massa molar...

Sendo, para o cobre (Cu) ⇒
m1 = 6,3 g;
MM = 63 g/mol;
(n = ???...)

n = 6,3 / 63
n = 0,1 mol de cobre !

Na reação, "e" → mol de elétrons
Carga de 1 "e" → Carga de um mol de elétrons = 1 Faraday (96500 Coulombs)

Pela reação, para eletrodepositar 1 mol de cobre, são necessários 2 "e"...
Ou seja, a carga envolvida nesse processo é a carga de 2 mols de elétrons, ou 2 F :

2 Faraday = 
2 * 96500 C = 
193000 Coulombs envolvidos !

193000 C eletrodepositam 1 mol de Cu... logo, para formar 0,1 mol de Cu, a carga envolvida é de :

193000 C → 1 mol de Cu
      x     C  → 0,1 mol de Cu

x  * 1 = 193000 * 0,1
x = 19300 Coulombs → Carga envolvida no processo (para 6,3 g de cobre) !

i = Q / t
i → Corrente elétrica;
Q → Carga elétrica;
t → Tempo...

Se a carga envolvida é de Q = 19300 C e a corrente usada é de 2 Ampères, então :

2 = 19300 / t
t = 19300 / 2
t = 9650 segundos ( ≈ 160 minutos → ≈ 2 horas e 40 minutos) ⇒ Tempo necessário !