Uma cuba eletrolítica com eletrodos de cobre contendo solução aquosa de , é ligada em série com outra provida de eletrodos de prata e contendo solução aquosa de . Este conjunto de cubas em série é ligado a uma fonte durante certo intervalo de tempo. Neste intervalo de tempo, um dos eletrodos de cobre teve um incremento de massa de . O incremento de massa em um dos eletrodos da outra célula deve ter sido:
Peso atômico:
$\ce{Cu}=63,54$;
$\ce{Ag}=107,87$.
A priori, a questão trata das $\href{https://pt.wikipedia.org/wiki/Lei_de_Faraday_da_eletr%C3%B3lise}{\text{Leis de Faraday}}$, nesse contexto, entende-se que para uma dada quantidade de eletricidade, a quantidade de substância produzida é proporcional a massa equivalente. Com isso, veja que nós já sabemos o incremento de massa no eletrodo de cobre, agora, usaremos este resultado para encontrar a quantidade em mol de elétrons fornecidos pela bateria. Atente a reação no cátodo de cobre: \begin{matrix}\text{Cátodo:}& \ce{Cu^2+ + 2 e- \rightarrow Cu_{(s)}}
\end{matrix}Então, por fatores unitários: \begin{matrix}
n(\ce{e^-}) = \dfrac{\ce{2 mol e-}}{\ce{1 mol Cu}} \cdot \dfrac{\ce{1 mol Cu}}{\ce{63,5 g Cu}} \cdot \ce{0,64 g Cu} &\therefore& n(\ce{e^-}) \approx 2,01 \cdot 10^2 \ \pu{mols e^-}
\end{matrix}Agora, deve-se analisar a reação no eletrodo de prata, esta que é:\begin{matrix}\text{Cátodo:}& \ce{Ag^+ + e- \rightarrow Ag_{(s)}}
\end{matrix}Analogamente, podemos encontrar o incremento de massa como:\begin{matrix}
m(\ce{Ag}) \approx \dfrac{\ce{108g de Ag}}{\ce{1 mol Ag}} \cdot \dfrac{\ce{1 mol Ag}}{\ce{1 mol e-}} \cdot \ce{2,01 \cdot 10^2 mols e-} &\therefore& m(\ce{Ag}) \approx 2,16 \ \pu{g} & \tiny{\blacksquare}
\end{matrix}\begin{matrix}Letra \ (E)
\end{matrix}
