Se realiza una electrodeposición de cobre utilizando una corriente de 14.4 A para disolver un ánodo de cobre (Cu) y electrodepositarlo en un cátodo de plomo (Pb). Sin reacciones secundarias, cuánto tiempo tardarán en depositarse 137 g de Cu del ánodo.
Cu -----> Cu+2 + 2e- (ecuacion del proceso de eletrodeposicion)
Tome la constante de Faraday como 96500 A*s/mol y el peso del cobre como 63.5 g/mol. Respuesta en minutos.
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10
Dada la reacción de oxidación Cu → Cu²⁺ + 2 e- podemos observar que por cada mol de cobre que se oxida, se requieren 2 moles de electrones, es decir 2 x 96500 C = 193000 C.
63.5 g Cu ----- 193000 C
137 g Cu ----- x = 416394 C
Dado que los 137 gramos de cobre requieren de 416394 C, y que q = i x t, podemos hallar el tiempo que tardará dicha masa en depositarse:
416394 C = 14.4 A x t → 416394 C/14.4 A = t = 28916 s
Sabemos que 60 segundos = 1 minuto, entonces:
60 s ----- 1 min
28916 s ---- x = 482 min
Los 137 gramos de cobre tardarán 482 minutos en depositarse.
linazuluagav03:
no se entiende de donde sale el 416394,tampoco el 14.4
El valor 416394 C surge de la regla de 3. Para lograr la oxidación de un mol de cobre, que pesa 63.5 g, se requieren 2 moles de electrones. Cada mol de electrones tiene una carga de 96500 C, por lo que 2 moles de electrones tienen 193000 C de carga. Entonces si para 63.5 g de Cu se requieren 193000 C, para 137 g de Cu se requieren 193000x137/63.5 = 416394 C. Y los 14.4 A son dato del ejercicio. Es la intensidad de corriente que pasa
Expresar la constante de Faraday en A.s/mol es lo mismo que expresarla en C/mol
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