Para resolver essa questão, vamos seguir os passos necessários. 1. Cálculo da diferença de potencial da pilha (E°): A diferença de potencial da pilha é dada pela fórmula: \[ E°_{pilha} = E°_{cátodo} - E°_{ânodo} \] Onde: - \(E°_{cátodo} = +0,34 \, V\) (semirreação do cobre) - \(E°_{ânodo} = -0,76 \, V\) (semirreação do zinco) Portanto: \[ E°_{pilha} = 0,34 \, V - (-0,76 \, V) = 0,34 \, V + 0,76 \, V = 1,10 \, V \] 2. Cálculo da massa do ânodo consumido: Para calcular a massa do ânodo (zinco) consumido, usamos a relação entre a quantidade de carga (Q), a corrente (I) e o tempo (t), além da relação de Faraday. A quantidade de elétrons transferidos pode ser calculada usando a fórmula: \[ Q = n \cdot F \] Onde: - \(n\) é o número de mols de elétrons - \(F\) é a constante de Faraday (\(F \approx 96485 \, C/mol\)) Para a eletrólise de \(AgNO_3\), cada mol de \(Zn\) fornece 2 mols de elétrons. A concentração de \(AgNO_3\) é \(0,01 \, mol/L\) e o volume é \(0,5 \, L\), então: \[ n_{Ag} = 0,01 \, mol/L \times 0,5 \, L = 0,005 \, mol \] Como cada mol de \(Ag^+\) requer 1 mol de elétrons, temos: \[ n_{e^-} = n_{Ag} = 0,005 \, mol \] Agora, a quantidade de carga é: \[ Q = n_{e^-} \cdot F = 0,005 \, mol \cdot 96485 \, C/mol \approx 482,425 \, C \] A relação entre a massa do zinco consumido e a carga é dada por: \[ m = \frac{Q \cdot M_{Zn}}{n \cdot F} \] Onde: - \(M_{Zn} = 65,38 \, g/mol\) - \(n = 2\) (porque 1 mol de \(Zn\) fornece 2 mols de elétrons) Portanto: \[ m = \frac{482,425 \, C \cdot 65,38 \, g/mol}{2 \cdot 96485 \, C/mol} \approx 7,65 \, g \] Resumindo: - A diferença de potencial da pilha é 1,10 V. - A massa do ânodo (zinco) consumido é aproximadamente 7,65 g.