Na obtenção industrial do alumínio ocorre a seguinte reação catódica: Al3+ + 3e- Aℓ Sabendo-se que 1 F (Faraday) é a carga de 1 mol elétrons, quant...

Vamos calcular a quantidade de Faradays necessários para a deposição de 9 quilogramas de alumínio (Al). A massa molar do alumínio (Al) é 27 g/mol, o que significa que 1 mol de Al tem uma carga de 3 Faradays (1 mol de Al = 3 Faradays). Para calcular a quantidade de Faradays necessários para 9 quilogramas de Al, primeiro precisamos converter a massa para gramas. 9 quilogramas é igual a 9000 gramas. Agora, podemos calcular a quantidade de mols de Al: 9000 g / 27 g/mol = 333,33 mols Finalmente, podemos calcular a quantidade de Faradays: 333,33 mols × 3 Faradays/mol = 1000 Faradays Portanto, a resposta correta é: e) 1000