ELETRÓLISE AQUOSA

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ELETRÓLISE AQUOSA 
 
Na eletrólise ígnea, vimos que a eletrólise ocorria com o composto iónico fundido , ou 
seja, submetia -seprimeiro o compost o iónico ao processo de fusão e depois se 
realizava a eletrólise. 
Porém na eletrólise aquosa é tudo diferente, pois ao invés de fundir o composto 
iónico, vamos dissolvê-lo na água . 
Ao colocarmos (dissolvermos) o composto iónico em água este se dissocia, ou seja, os 
iões que compõem o composto iónico se separam . 
Para melhor entendimento vamos tomar como exemplo, o cloreto de sódio (NaCl) . 
Colocando o NaCl na água, o NaCl vai-se dissociar, ou seja, os seus iões vão se separar , 
observe: 
 
Como vemos pela equação, quando colocamos (dissolvemos) o cloreto de sódio, NaCl 
na água este se dissociou e é por isso que temos o Na + e Cl - em solução aquosa. 
A eletrólise aquosa é tida como complicada, isto porque além da dissociação do 
composto iónico em água, a água em si naturalmente auto-ioniza-se , como podemos 
ver simplificadamente pela equação: 
H 2 O ( l ) ↔ H + (aq) + OH - (aq) 
Agora observe as equações de dissociação do NaCl, da auto-ionização da água, semi-
reacções de cada uma das reacções , mas antes lembre-se que vimos 
na introdução àeletrólise que cada espécie química vai sofrer a sua devida 
reacção.Lembrando ainda que os iões positivos sofrem redução originando metais 
sólidos, excepto o H + que forma o gás hidrogénio (H 2 ) . E os iões negativos sofrem 
oxidação originando gases, excepto o OH - que forma o gás oxigénio (O 2 ) e a água 
(H 2O) . 
 
De facto esta eletrólise é complicada, por um motivo simples , basta olharmos para o 
esquema da eletrólise, e como sabemos o esquema da eletrólise é formado 
basicamente, por dois eléctrodos, sendo que em cada um dos eléctrodos se descarrega 
apenas uma espécie química , ou seja, a espécie positiva (catião) se descarrega 
no cátodo ( pólo negativo) e a espécie negativa (anião) descarrega-se no ânodo 
( pólopositivo) . 
Ora vemos acima que temos quatro(4) espécies químicas para apenas dois eléctrodos , 
o que significa duas espécie positivas, neste caso Na + e H +estarão para um eléctrodo, 
o cátodo e outras duas espécies químicas, OH - e Cl - estarão para outro eléctrodo, o 
ânodo. Observe: 
 
Fig. 1 . Eletrólise aquosa 
É aqui que reside a dificuldade da eletrólise aquosa. Como duas espécies químicas vão 
se descarregar simultaneamente num únicoeléctrodo? 
E agora como resolver este problema? 
Para se ultrapassar este problema, os químicos elaboraram uma tabela 
denominada, Facilidade de Descarga: 
 
Fonte: Vídeo eletrólise aquosa – alfa vestibulares 
Como para cada eléctrodo temos duas espécies químicas, isto significa que em cad a 
eléctrodo haverá uma “competição’, ou seja, no cátodo ( pólonegativo) estarão 
a competir asespécies positivas (catiões) neste caso, o Na + e o H + e no ânodo estarão 
a competir o OH- e Cl- . Mas em cada um dos eléctrodos apenas uma das espécies é 
que vai “ganhar”, ou melhor, no cátodo, só poderá ganhar o Na + ou H + e nunca o 
Na + e H + ao mesmo tempo! Assim como no ânodo, só poderá ganhar o Cl - ou o 
OH - .Como pode ver na figura 1 (Fig 1) e entenderemos ab a ixo: 
Voltando à Facilidade de Descarga , como podemos ver neste caso a facilidade de 
descarga aumenta de baixo para cima (↑) e temos como “mediadores” 
o H + no cátodo o OH - no ânodo. 
Isto signi fica que todos os iões (catiões ) que estão abaixo do H + ,quando comparados 
com o próprio H+ e os restantes iões, estes que estão abaixo 
do H + têm pouca facilidadedescarga . Os iões (catiões) que ficam abaixo do H + na fila 
de facilidade dedescarga são os iões formados 
pelos metais alcalinos e metais alcalinos -terrosos (I e IIA) e o alumínio , ou seja, os iões 
formados pelos elementos do primeiro grupo A ( IA ) e segundo grupo A ( IIA ) e o 
alumínio têm pouca facilidade de descarga . 
Já os iões acima do H + , que são os demais catiões, como Ag + , Cu 2+ , etc, ou seja, 
que não sejam formadospelos elementos químico s do IA e IIAe o alumínio. 
Os iões acima do H + comparados ao próprio H + e aos iões que estão abaixo do 
H + têm grande facilidade dedescarga . 
No caso dos negativos (aniões) no ânodo (pólo positivo ) temos como mediador 
o OH - o que significa que todos os iões abaixo do OH - quando comparados ao 
próprio OH - têm pouca facilidade de descarga . Os iões abaixo do OH - são todos 
os iõesoxigenados , como por exemplo, NO 3 -, CO 3 2- , ClO - , etc e o ião fluoreto 
(F - ) . 
Já os iões (aniões) acima do OH - têm maior facilidade de descarga que o OH - e todos 
que estão abaixo do OH - .Os iões acima do OH - são todos iões (aniões) não 
oxigenados , como por exemplo, o Cl - , Br - ,I - , etc. 
Nota : A Facilidade de Descarga pode ser enc o n trada em diversas formas, não 
necessariamente como uma tabela que nem esta que aqui apresento. 
Como já sabemos, no cátodo (pólo negativo) estão “competindo” duas espécies 
químicas (iões), neste caso, o Na + e o H + , porém apenas uma das espécies poderá 
ganhar, e conforme podemos ver na Facilidade de Descarga, o Na + é um ião (catião) 
formado por 
um elemento doprimeiro grupo A da tabelaperiódica ( IA – metais alcalinos ) logo 
tem pouca facilidade de descarga quando comparado ao H + , logo 
o Na +“ perde no cátodo ” e o H + “ganha no cátodo ” . E no ânodo (pólo positivo ) 
estão a competir, o OH - e o Cl - porém vemos que o Cl - é um ião nãooxigenado e está 
acima do OH - , logo o Cl - tem maior facilidade de descarga no ânodo que o OH - , logo 
o OH - “perde no ânodo” e o Cl - “ ganha no ânodo” . 
Como já sabemos que o H + ganha no cátodo e o Cl - ganha no ânodo então já 
podemos escrever as semi-reacções anódica e catódica e a reacção globaltendo em 
conta as reacções: 
 
 
 
Sem-reacções (só as espécies que 
ganharam): 
Cátodo (-): 2H + (aq) + 2e- → H 2(g) 
Ânodo (+): 2Cl - (aq) → Cl 2(g) + 2e - 
Equação global (total) 
Para escrevermos a equação global , como forma de facilitar, vamos seguir a seguinte 
ordem: 
1 . Equação da dissociação do composto iónico em água; 
2 . Equação da auto-ionização da água; 
3 . Semi-reacção catódica que “ganhou na competição” no cátodo; 
4 . Semi-reacção anódica que “ganhou na competição” no ânodo. 
5 . Para escrevermos a equação global, é importante somarmos as duas semi-reacções 
como se fossem equações matemáticas e “cortar” os electrões. Mas os electrões 
devem ser iguais em ambas semi-reacções, ou seja, se temos dois electrões na semi-
reacção catódica temos que ter também dois elect 2 rões na semi-reacção anódica. 
Para obtermos esta igualdade de electrões caso sejam diferentes, basta multiplicar a 
semi-reacção catódica pelo número de electrões da semi-reacção anódica e vice-versa. 
NaCl (s) ---> Na + (aq) + Cl - (aq) 
H 2 O (l) ↔ H + (aq) + OH - (aq) 
2H + (aq) + 2e- → H 2(g) 
2Cl - (aq) → Cl 2(g) + 2e - 
Note que temos na semi-reacção anódica, 2Cl - porém na equação de dissociação do 
NaCl, só temos apenas Cl - , logo temos que multiplicar a equação de dissociação 
do NaCl por 2: 
 
2 NaCl (s) ---> 2 Na + (aq) + 2 Cl - (aq) 
H 2 O (l) ↔ H + (aq) + OH - (aq) 
2H + (aq) + 2e- → H 2(g) 
2Cl - (aq) → Cl 2(g) + 2e - 
Agora observe que temos na semi-recção catódica 2H + mas só temos apenas H + na 
auto-ionização da água, logo temos que multiplicar a equação da auto-ionização da 
água por 2: 
2 NaCl (s) ---> 2 Na + (aq) + 2 Cl - (aq) 
2 H 2 O (l) ↔ 2 H + (aq) + 2 OH - (aq) 
2H + (aq) + 2e- → H 2(g) 
2Cl - (aq) → Cl 2(g) + 2e 
Agora sim podemos cortar o que é igual e somarmos para obtermos a equação global: 
 
Ou Assim: