Em um experimento eletrolítico, uma corrente elétrica circula através de duas células durante horas. Cada célula contém condutores eletrônicos de platina. A primeira célula contém solução aquosa de íons enquanto que, na segunda célula, está presente uma solução aquosa de íons . Sabendo que de ouro puro foram depositados na primeira célula, assinale a opção que corresponde à massa de cobre, em gramas, depositada na segunda célula eletrolítica.
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A priori, sabemos que a corrente elétrica flui através das duas células, ou seja, o fluxo de elétrons é o mesmo em ambos os casos. Nesse sentido, não sabemos como o experimento foi montado, mas há garantia de redução de ambos os íons, um em cada célula - como é descrito no último período do enunciado. Com isso, comecemos por escrever as semi-reações de redução:\begin{matrix}
\text{Célula I}: & \ce{Au^{3+}_{(aq)} + 3e- -> Au_{(s)}} \\ \text{Célula II}: & \ce{Cu^{2+}_{(aq)} + 2e- -> Cu_{(s)}}
\end{matrix}Agora, com conhecimento das massas molares das espécies:\begin{matrix}
M_{\ce{Cu}} \approx 63,5 \ \pu{g/mol} &,& M_{\ce{Au}} \approx 197 \ \pu{g/mol}
\end{matrix}Conclui-se então:\begin{matrix}
m_{\ce{Cu}} = \dfrac{\ce{63,5 g Cu}}{\ce{1 mol Cu}} \cdot \dfrac{\ce{1 mol Cu}}{\ce{2 mol e-}} \cdot \dfrac{\ce{3 mol e-}}{\ce{1 mol Au}} \cdot \dfrac{\ce{1 mol Au}}{\ce{197 g Au}} \cdot \ce{9,85 g Au}
\end{matrix}\begin{matrix}\boxed{m_{\ce{Cu}} \approx 4,8 \ \pu{g}}
\end{matrix}\begin{matrix}Letra \ (C)
\end{matrix}
