Físico-Química ⇒ ELETRÓLISE Tópico resolvido

[vitorPQDT]

Uma indústria que obtém o alumínio por eletrólise
ígnea do óxido de alumínio utiliza 150
cubas por onde circula uma corrente de 965 A
em cada uma. Após 30 dias, funcionando
ininterruptamente, a massa de alumínio obtida
é de aproximadamente:
Dado:
massa molar do
Al = 27 g/mol

a) 35,0 toneladas.
b) 1,2 tonelada.
c) 14,0 toneladas.
d) 6,0 toneladas.
e) 25,0 tonelada

[alevini98]

Calculando a massa de alumínio produzida em uma cuba:

Lembre que quando um composto iônico é fundido, ele se dissocia em seus respectivos íons.

[tex3]Al_2O_3\xrightarrow{\Delta}2Al^{+3}+3O^{-2}[/tex3]

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[tex3]Al_2O_3\xrightarrow{\Delta}2Al^{+3}+3O^{-2}[/tex3]

Mas, nesse caso, só nos interessa o alumínio, sendo que para reduzí-lo serão necessários 3 moles de elétrons para cada mol de alumínio.

[tex3]\underbrace{Al^{+3}}_{27~g/mol}+3e^-\to Al^0[/tex3]

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[tex3]\underbrace{Al^{+3}}_{27~g/mol}+3e^-\to Al^0[/tex3]

Pela união das duas leis da eletrólise conseguimos a seguinte expressão:

[tex3]m=K\cdot E\cdot i\cdot t\\\\m\to\mbox{massa}\\K\to\mbox{constante de Faraday}\to1/96500\\E\to\mbox{equivalente-grama}\\i\to\mbox{corrente}\\t\to\mbox{tempo}[/tex3]

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[tex3]m=K\cdot E\cdot i\cdot t\\\\m\to\mbox{massa}\\K\to\mbox{constante de Faraday}\to1/96500\\E\to\mbox{equivalente-grama}\\i\to\mbox{corrente}\\t\to\mbox{tempo}[/tex3]

Lembrando que:

[tex3]E=\frac{\mbox{massa molar}}{\mbox{valência}}\\\\E_{Al}=\frac{27}{3}\\\\E_{Al}=9[/tex3]

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[tex3]E=\frac{\mbox{massa molar}}{\mbox{valência}}\\\\E_{Al}=\frac{27}{3}\\\\E_{Al}=9[/tex3]

[tex3]30~dias\to2592000~s[/tex3]

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[tex3]30~dias\to2592000~s[/tex3]

[tex3]m=K\cdot E\cdot i\cdot t\\\\m=\frac{1}{96500}\cdot9\cdot965\cdot2592000\\\\m=233280~g\to0,23328~t[/tex3]

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[tex3]m=K\cdot E\cdot i\cdot t\\\\m=\frac{1}{96500}\cdot9\cdot965\cdot2592000\\\\m=233280~g\to0,23328~t[/tex3]

Multiplicando pelas 150 cubas:

[tex3]0,23328\cdot150\simeq35~t[/tex3]

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[tex3]0,23328\cdot150\simeq35~t[/tex3]

Alternativa A.