O alumínio é comumente encontrado na natureza formando minerais, como a criolita (Na3AℓF6). Esse mineral apresenta brilho vítreo e sua cor varia de incolor a branco. Um processo industrial que utiliza a eletrólise ígnea da criolita, usa uma carga de 1 x 106 Faradays. Nesse processo, a quantidade de alumínio metálico produzido corresponde, aproximadamente, a Dados: 1F = 96500C, Massa molar Aℓ = 27 g.mol–1
- A)54 toneladas.
Errada: 54 toneladas exigiria muito mais carga elétrica ou uma relação de elétrons menor do que a do Al3+.
- B)24 toneladas.
Errada: 24 toneladas ainda superestima bastante a massa obtida a partir de 10^6 Faradays.
- C)9 toneladas.
Certa: usando 3 elétrons por átomo de Al, a carga dada produz cerca de 3,33 x 10^5 mol de Al, que correspondem a 9 toneladas.
- D)2,8 toneladas.
Errada: 2,8 toneladas fica abaixo do valor obtido pela conversão correta de Faradays em mols e depois em massa.
- E)1,3 toneladas.
Errada: 1,3 toneladas está muito abaixo do resultado da estequiometria da eletrólise do Al3+.
Gabarito: C
Na eletrólise ígnea, a carga elétrica passada permite calcular quantos mols de elétrons foram transferidos. Como 1 Faraday corresponde a 1 mol de elétrons, uma carga de 1 x 10^6 F significa 1 x 10^6 mol de elétrons. No alumínio, cada íon Al3+ precisa de 3 elétrons para virar metal: Al3+ + 3e- -> Al(s). Então, a quantidade de alumínio formada é um terço disso, isto é, cerca de 3,33 x 10^5 mol de Al. Agora vem a parte final, que a banca adora colocar com cara de conta comprida, mas é só multiplicar pela massa molar: 3,33 x 10^5 mol x 27 g/mol = 9,0 x 10^6 g. Isso corresponde a 9 x 10^3 kg, ou seja, 9 toneladas. Por isso, o gabarito é a alternativa C. O fundamento químico aqui é a relação estequiométrica da semirreação de redução do alumínio na eletrólise. Não é chute de massa, nem regra de três solta: você precisa ligar Faraday, número de elétrons e massa molar. Em prova, essa é a receita clássica para transformar eletrólise em questão de aritmética organizada.