* Já analisamos a eletrólise ígnea do NaCℓ, agoravamos compará-la com a eletrólise dessasubstância em solução aquosa;

* Ocorre formação de gás cloro no pólo positivo (+),porém, os íons Na+ não reagem em eletrólisesaquosas. Nesses casos, forma-se gás hidrogêniono pólo negativo (-);

* A explicação proposta para essa eletrólise, está nosíons presentes na solução aquosa de NaCℓ;

* Temos os íons Na+ e Cℓ-, mais além dessestambém temos os íons formados da autoionizaçãoda água que são o H+ e o OH-.

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.

* 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-;

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. Nessecaso, a semirreação é de oxidação, mas o íontambém fica neutro. Exemplo:

2Cℓ- → Cℓ2 + 2 elétrons

2 Br- → Br2 + 2 elétrons

* 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