Para calcular o tempo necessário para a oxidação de 1,0 g de Fe³⁺ em uma célula eletrolítica, precisamos seguir alguns passos: 1. Determinar a quantidade de mols de Fe³⁺: - A massa molar do Fe³⁺ (ferro) é aproximadamente 55,85 g/mol. - Portanto, a quantidade de mols de 1,0 g de Fe³⁺ é: \[ n = \frac{1,0 \, \text{g}}{55,85 \, \text{g/mol}} \approx 0,0179 \, \text{mol} \] 2. Calcular a carga total necessária para oxidar os íons: - A reação de oxidação de Fe³⁺ para Fe²⁺ envolve a transferência de 1 mol de elétrons por mol de Fe³⁺. - Assim, a carga necessária (Q) é dada por: \[ Q = n \times F \] onde \( F \) é a constante de Faraday (96.500 C/mol). - Portanto: \[ Q = 0,0179 \, \text{mol} \times 96.500 \, \text{C/mol} \approx 1.728,35 \, \text{C} \] 3. Calcular o tempo necessário usando a corrente: - A relação entre carga (Q), corrente (I) e tempo (t) é dada por: \[ Q = I \times t \] - Rearranjando para encontrar o tempo: \[ t = \frac{Q}{I} = \frac{1.728,35 \, \text{C}}{2,0 \, \text{A}} \approx 864,18 \, \text{s} \] - Convertendo para minutos: \[ t \approx \frac{864,18 \, \text{s}}{60} \approx 14,4 \, \text{min} \] Portanto, o tempo necessário para a oxidação de 1,0 g de Fe³⁺ é aproximadamente 14,4 minutos, que é superior a 10 minutos.