Uma corrente eletrica de 5 A atravessa uma soluçao de cloreto de ouro, AUCL3, durante 30 minutos. Sabendo-se que a massa atomica do ouro é 197 u e a constante de faraday é igual a 96 500 C , a massa de ouro depositada no cátado é :
a)18,36g
b)12,24g
c)0,106g
d)0,20h
e)6,12g .
Soluções para a tarefa
Q=it
Ampére(A) é coulomb(C) por segundo(s), então o intervalo de tempo fornecido no problema terá que ser convertido para segundos
Q=5x(30x60)
Q=9000C
A constante de Faraday é na verdade a quantidade de carga elétrica existente em 1 mol de elétrons
se em 1 mol de elétrons se tem 96500C
em quantos mols se terá 9000 C?
Em aproximadamente 0,093 mol de elétron
AuCl3 em solução -------> Au 3+ e Cl-
Elétron tem carga 1-, cátion ouro nesse caso tem carga 3+, então para reduzir cada íon Au+3, é necessário de 3 elétrons. Ou seja, proporção 1:3
3 mol e- ---------- 1 mol de Au
0,093 mol e- ---------- x
x= 0,031 mol de ouro
1 mol Au ------------ 197 g
0,031 mol Au -------- x'
x'= 6,12 g de ouro serão depositados no catodo
Podemos afirmar que a massa de ouro depositada no cátodo é de 6,12 g.
Para calcular a quantidade de carga elétrica envolvida no processo, faremos que:
Q= i*t
Q= 5 x (30 x 60)
Q= 9000 Coulomb
Sabemos que a constante de Faraday se traduz como a quantidade de carga elétrica existente em 1 mol de elétrons e, se em 1 mol de elétrons se tem 96500 C, por meio de regra de três simples encontraremos quantos mols se terá 9000 C:
≅ 0,093 mol de elétron
AuCl₃ em solução -------> Au₃+ e Cl⁻
Elétron tem carga 1-, cátion ouro nesse caso tem carga 3+, então para reduzir cada íon Au⁺³, é necessário de 3 elétrons o que nos informa a proporção 1:3,
3 mol e- ---------- 1 mol de Au
0,093 mol e- ---------- x
x= 0,031 mol de ouro
1 mol Au ------------ 197 g
0,031 mol Au -------- x'
x'= 6,12 g de ouro
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