Aulas 15 e 16 eletrólise em solução aquosa - 2º ano

2. * Já analisamos a eletrólise ígnea do NaCℓ, agora
vamos compará-la com a eletrólise dessa
substância em solução aquosa;
* Ocorre formação de gás cloro no pólo positivo (+),
porém, os íons Na+ não reagem em eletrólises
aquosas. Nesses casos, forma-se gás hidrogênio
no pólo negativo (-);
* A explicação proposta para essa eletrólise, está nos
íons presentes na solução aquosa de NaCℓ;
* Temos os íons Na+ e Cℓ-, mais além desses
também temos os íons formados da autoionização
da água que são o H+ e o OH-.

3. H2O(l) → H+(aq) + OH-(aq)
* Os íons derivados da água, apesar de
aparecerem em pequena quantidade, são
importantes para entendermos o mecanismo
das eletrólises aquosas;
* Devemos determinar quais íons participam da
eletrólise e quais não participam (íons
espectadores) do processo;
* Observe a tabela de facilidade de descarga dos
íons a seguir.

5. * No caso das eletrólises é possível prever o
mecanismo das semirreações. Para tanto,
basta empregar as seguintes estratégias:
I) Escreva todos os íons presentes: Anote os
íons do eletrólito e os da água (H+ e OH-):
II) Consulte as listas de facilidade de descarga:
É preciso verificar qual cátion reage ( o cátion
do eletrólito ou o íon H+ da água), proceda da
mesma maneira com os ânions, em relação
ao íon OH-;

6. III) Escreva a semirreação de redução do cátion,
tendo sempre como produto o átomo neutro.
Exemplo:
2H+ + 2 elétrons → 2H° → H2(g)
Ag+ + 1 elétron → Ag°
Cu+2 + 2 elétrons → Cu°
IV) Os ânions também tendem a ficar neutros. Nesse
caso, a semirreação é de oxidação, mas o íon
também fica neutro. Exemplo:
2Cℓ- → Cℓ2 + 2 elétrons
2 Br- → Br2 + 2 elétrons

7. * Lembre-se: As moléculas diatômicas são H2, F2,
Cℓ2, Br2, I2, O2 e N2;
* Em condições ambientes, o bromo é líquido, o
iodo é sólido e os demais são gases;
* A descarga mais difícil de prever é a do íon OH-,
pois ela não segue esse esquema geral.
Observe:
2OH- (aq) →1/2 O2(g) + H2O(l) + 2 elétrons