Resumo 5

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Resumo da Prática 5
(Obtenção e estudo de gases) 
Aluno (a): Carolline J. de Souza,
 Stephane Pereira de Lira e Rafael Leivas.
Disciplina: Química Inorgânica.
Professor: Carlos Eduardo Andrade.
Procedimentos
O2 a partir do Peróxido de Hidrogênio e do MnO2.
 Utilizando a aparelhagem para obtenção de gás por deslocamento de água (Figura 1), coloca-se 15 mL de Peróxido de Hidrogênio (H2O2), no tubo gerador, e com muito cuidado adiciona-se uma pequena quantidade de Dióxido de manganês (MnO2) e rapidamente fecha-se o tubo gerador, para que gás formado não escape. Recolhe- se então, o gás obtido com um tubo de ensaio por deslocamento de água. 
Figura 1 – Aparelhagem para obtenção de gás por deslocamento de água 
Fonte: http://www.ebah.com.br/content/ABAAABVAgAG/relatorio-inorg-ii-oxigenio
Obtenção do gás Hidrogênio (H2).
 Utilizando a mesma aparelhagem do caso acima, coloca-se cerca de 3 gramas de Zinco (em pó ou grânulos), no tubo gerador, e acrescenta-se 10 mL de Ácido Clorídrico (HCl) com uma proporção de 1:2 (10 mL de ácido para 20 mL de água) e tampe. Recolha o gás em um tubo. Se necessário, aqueça o tubo gerador diretamente e controladamente. 
Obtenção do Nitrogênio (N2).
 No tubo de saída lateral foram acionados 3g de cloreto de amônio (NH4Cl), em seguida, 1 g de nitrito de sódio (NaNO2) e 15ml de água destilada. Posteriormente colocou-se a mistura em aquecimento brando, para se iniciar a reação, ocasionando na borbulhação do gás N2 no tubo de ensaio submerso na água da cuba de recolhimento. Logo, após o deslocamento de água no tubo de ensaio, de forma que só houvesse gás em seu interior, este foi retirado da cuba e vedado para aguardar a caracterização do gás.
Figura 1 - Aparelhagem utilizada para a coleta do gás.
Fonte: LIMA, T. A.; RAMOS, B.; SILVA, L. P. F. NITROGÊNIO (N2): OBTENÇÃO EM LABORATÓRIO. Unidade Universitária de Ciências Exatas e Tecnológicas, Universidade Estadual de Goiás.
Obtenção da Amônia (NH3).
*OBS: está pratica deve ser realizada na capela.
 Na capela, utilizando a mesma aparelhagem do experimento anterior, mas sem a inserção do tubo de ensaio na água e com borbulhamento do gás em um Becker, foi inserido no tubo de saída lateral cerca de 2 g de cloreto de amônio (NH4Cl) e em seguida 3 ml de uma solução de hidróxido de sódio (NaOH). O tubo foi aquecido e o gás liberado recolhido em um tubo de ensaio e borbulhado em um Becker contendo água. Por fim adicionaram-se ao Becker algumas gotas de solução de fenolftaleína.
Obtenção de Cloro (Cl2)
 *OBS: está pratica deve ser realizada na capela.
 Em um tubo de ensaio, colocou-se 0,1 g de Dióxido de Manganês (MnO2). 
Em seguida, dirigiu-se para capela e foi adicionado ao tubo de ensaio, 2 mL de HCl concentrado. Pegou-se então, papel de tornassol umedecido, para colocar sobre a boca do tubo onde estava sendo produzido o gás. Para observar o descoramento do papel de tornassol, devido ação oxidante do gás, foi preciso deixa-lo sobre o tubo durante 15 minuto. 
Eletrólise da Água 
 Utilizando o Aparelho de Hoffmann, uma solução de 0,2 mol/L de H2SO4 será adicionada pelo tubo central, até o preenchimento de ambas buretas laterais. Em seguida, a fonte de energia deverá ser ligada, e então ocorrerá a formação de gases em ambas as buretas.
Eletrólise da solução de NaCl
 Utilizando o aparelho de Hoffmann, coloca-se uma quantidade de solução de NaCl pelo tubo central até encher os tubos laterais. Liga-se, então, a fonte e observar-se a formação dos gases. 
 Figura 1 – Aparelho de Hoffman.
Fonte: http://www.wikiwand.com/pt/Eletr%C3%B3lise
Resultado e Discussão
O2 a partir do Peróxido de Hidrogênio e do MnO2
 A obtenção do gás é decorrente da decomposição do peróxido de hidrogênio, gerando gás oxigênio e água. Essa decomposição ocorre espontaneamente sob a ação da luz, mas em uma velocidade muita lenta, (1)
 Ao adicionar o dióxido de manganês ele atua como um catalisador, aumentando a velocidade da reação química, que é comprovado pelo intenso fluxo de liberação de gás (o que não se verifica quando o peróxido se decompõe espontaneamente), (2). Outra característica desta reação foi o aquecimento do tubo após seu início, o que sugere uma reação exotérmica.
 Um catalisador altera a velocidade da reação química sem ser consumido durante a mesma, sua função consiste em diminuir a energia de ativação para que a reação ocorra com maior velocidade. Neste experimento, temos o reagente e o catalisador em estados físicos distintos, liquido e sólido respectivamente, portanto a reação no tubo gerador de gases ocorre sob catálise heterogênica.
 Segundo Reger, no livro Química: Princípios e Aplicações, o mecanismo da atuação de um catalisador consiste na adsorção e na formação de espécies intermediarias. Em relação à catálise heterogênica, o catalisador (neste caso MnO2) promove a adsorção dos reagentes (H2O2) em sua superfície. Logo há uma maior concentração e aproximação dos reagentes, promovendo um maior número de colisões entre as partículas dos reagentes, ocasionando na diminuição da energia de ativação e posteriormente no aumento da velocidade de formação dos produtos. Os produtos então são liberados da superfície do catalisador e há, novamente, a adsorção de mais reagentes, repetindo-se o processo.
 O gás oxigênio é um gás incolor e inodoro fundamental para a sobrevivência da maioria dos seres vivos, e ele é de grande valia em diversos processos industriais. Ele é utilizado em processos de oxidação, aumenta a eficiência energética e a combustão através da potencialização de chamas, e também é usado na indústria farmacêutica e de biotecnologia.
 Os átomos desta molécula apresentam uma camada de valência contendo seis elétrons, 2s2 2p4, logo para atingir a estabilidade são necessários dois elétrons para chegar ao octeto. Portanto os átomos de oxigênio realizam ligações covalentes, especificamente uma ligação dupla. Sendo um sigma e outra PI, devido ser uma molécula diatômica, sua forma geométrica é a linear:
Figura 2 - Representação da forma estrutural do gás oxigênio.
 Para confirmar que o gás escolhido, houve um teste de qualificação com o uso de um palito de fósforo. O palito aceso foi inserido no interior do tubo, observou-se então a potencialização da chama, resultado da presença do gás oxigênio (que é um comburente).
Obtenção do gás Hidrogênio (H2)
 Quando se coloca 10 mL de HCl 1:2 no tubo de ensaio, que já contêm 3g de Zinco, os compostos reagem formando Cloreto de Zinco (ZnCl2) e liberando gás Hidrogênio (H2), que foi deslocado para um tubo de ensaio. 
Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)
 Essa reação é de simples troca, em que, há uma reação entre um substância simples e uma composta. Ela também é chamada de reação oxirredução, pois ocorre transferência de elétrons entre as espécies químicas.
0 1+ 1- 2+ 1- 0
Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)
 O Zinco sofreu oxidação de 0 para 2+, logo, ele é o agente redutor. O Hidrogênio sofreu redução de 1+ para 0, logo, ele é o agente oxidante. 
 O gás Hidrogênio (H2) é o gás mais leve que se conhece. É incolor, inflamável, inodoro, insípido e insolúvel em água. Ela é uma molécula diatômica, logo, tem a geometria linear (Figura 1). Ela é apolar por não ter diferença de eletronegatividade (Figura 2). 
Figura 1 – Ligação Apolar.
Fonte: http://www.seletivo.tupa.com.br/Exame%201%20colegial%20%20Qui%20A%20%20Valter.pdf
Figura 2 – Formação da molécula de H2.
Fonte: http://slideplayer.com.br/slide/1652077/
 Tem outras formas de produzir gás Hidrogênio:
Reação de simples troca entre ácidos e metais: A maioria dessas reações químicas entre um ácido (hidrácido ou oxiácido) e um metal, irá liberar gás Hidrogênio (H2), mas essa regra só é válida se o metal for mais reativo que o Hidrogênio,conforme a ordem de reatividade:
(+) Li > Cs > Rb > K > Ba > Sr > Ca > Na > Mg > Be > Al > Zn > Cr > Fe > Cd > Co > Ni > Pb > H > Sb > Bi > Cu> Hg > Ag > Pd > Pt > Au (-)
Reações de hidretos com a água. Exemplo: 
NaH + H2O → NaOH + H2
Decomposição de hidrocarbonetos com a ação do calor
 O gás Hidrogênio é utilizado na produção da amônia, produção do metanol, combustível de foguetes, remoção de enxofre de combustíveis, hidrogenação de óleos e gorduras, já foi utilizado em balões e dirigíveis, mas, por ser inflamável, causou acidentes e não é utilizado mais; pode ser utilizado na aplicação criogênica e na indústria de corantes. 
 Para testar se havia a presença de Hidrogênio (H2), no tubo de ensaio, abriu-se a tampa, rapidamente, e aproximou um fósforo na boca do tubo, logo ouviu-se um estalo, que é a explosão do Hidrogênio, comprovando assim, que tinha o gás no tubo. 
Obtenção do Nitrogênio (N2)
 A obtenção do gás nitrogênio, a partir do cloreto de amônio e nitrito de sódio, se dá em duas etapas praticamente simultaneamente. O NaNO2 é um forte oxidante, no qual o aquecimento ou o contato com outros materiais pode provocar sua decomposição, um fator primordial para a ocorrência das seguintes reação do experimento:
 O nitrito de sódio se decompõe em Na+ e NO2-, que em contato com o cloreto de amônio (dissociado pela água do meio, em espécies NH4+ e Cl-) forma o nitrito de amônio (1), esta é uma reação exotérmica. Por sua vez, o produto recém-formado se decompõe, através do aquecimento do tubo, em gás nitrogênio e vapor de água (2).
 O gás nitrogênio é incolor, inodoro e insípido que apresenta vários usos em nosso cotidiano. Devido sua capacidade inerte ele é utilizado como um agente de proteção de sólidos e líquidos inflamáveis ou explosivos do contato com o ar. O nitrogênio também é largamente utilizado em indústrias de alimento, já que ele desempenha um papel eficaz na redução de deterioração, e em estado líquido ele é um ótimo agente criogênico. Além disso, o nitrogênio é um dos elementos mais abundantes nos organismos vivos e seus compostos desempenham diversas funções biológicas.
 Por ser uma molécula diatômica, de acordo com a Teoria Dos Pares De Elétrons De Valencia, o gás nitrogênio apresenta uma geometria molecular linear com uma ligação tripla que une os átomos através da covalência. Devido seus cinco elétrons na camada de valência, para atingir o octeto, um átomo de nitrogênio teria que realizar três ligações covalentes, fundamentada no compartilhamento de elétron, para se estabilizar:
Figura 3 - Representação da molécula do gás nitrogênio
Fonte: Elaborada pelos alunos.
 Entretanto, se este número de ligações fosse justificado pela Teoria Dos Orbitais Moleculares (TOM), a ordem de ligação poderia ser calculada para justificar o que foi dito. A molécula de N2 apresenta 14 elétrons, onde dez desses elétrons estão em orbitais moleculares ligantes e os quatro restantes em orbitais moleculares antiligantes, utilizando:
 Temos para a molécula de N2:
 Sendo a ordem de ligação igual a três, este valor justifica as três ligações de acordo com a teoria de Valencia.
 Contudo, o gás recolhido no tubo de ensaio foi caracterizado através do teste utilizando um palito em brasa. Ao ser inserido do interior do tubo de ensaio, o palito de dente em brasa se apagou. Demonstrando que o gás no tubo não era comburente, havendo grande possibilidade de ser o N2.
Obtenção da Amônia (NH3)
 Quando se inicia o aquecimento o cloreto de amônio se decompõe, reagindo com o NaOH e desprendendo o gás amônia:
A amônia, por sua vez, é um gás incolor com cheiro característica pungente e tóxica em altas concentrações. O átomo de nitrogênio central possui cinco elétrons de valência (2s2 2p3) com um elétron adicional de cada átomo de hidrogênio da ligação N-H, totalizando quatro pares de elétrons dispostos tetraedralmente o que conferiria a molécula um ângulo de ligação experimentalmente determinado de 109,5°. Entretanto, de acordo com a Teria de Repulsão dos pares Eletrônicos (VSEPR), a amônia possui uma geometria piramidal (que estabelece três ligações equivalentes com o hidrogênio e permite ao NH3 maior estabilidade) com ângulo de ligação de 106,9° devido ao par de elétrons isolados.
 Figura 4 - Representação da geometria piramidal da molécula de amônia.
 Fonte: SILVEIRA, Cristian Berto. Geometria Molecular e Teoria das Ligações. Universidade do Estado de Santa Catarina.
 Este par isolado repele mais fortemente do que os pares ligantes, deixando a nuvem eletrônica mais concentrada e consequentemente diminuindo o ângulo de ligação. 
 Se analisarmos pela Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM), essa geometria indica que o nitrogênio – átomo central- esteja em estado hibridizado sp3. Os quatro orbitais de valência (s, px, py e pz) hibridizam para formar quatro orbitais sp3, sendo que um desses orbitais está ocupado por um par de elétrons não partilhado e os demais possuem apenas um elétron que possibilita as três ligações covalentes com o hidrogênio. Portanto o ângulo de 106,9° da molécula de amônia indica que as ligações N-H se originam em orbitais híbridos, e não nos orbitais p puros que proporcionaria uma geometria tetraédrica.
 Figura 5 - Hibridização do átomo de nitrogênio
	
	1s2
	
	2s2
	
	2p3
	
	1s2
	
	sp3
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	N
	↑↓
	
	↑↓
	
	↑
	↑
	↑
	
	↑↓
	
	↑↓
	↑
	↑
	↑
 
 A amônia é usualmente presente ao nosso redor, ela é percussora de compostos nitrogenados, alimentos e fertilizantes, além de participar da síntese de muitos produtos farmacêuticos, é utilizada em produtos de limpeza comercial, também é encontrada em todo Sistema Solar e é amplamente utilizada em aplicações industriais de refrigeração.
 Quando o gás entrou em contato com a água, devido à amônia ser miscível em água, o NH3 reage forma uma base fraca, o hidróxido de amônio:
 A fenolftaleína é um indicador ácido-base, que neste caso foi utilizada para evidenciar a formação da espécie descrita acima. Em um meio com pH inferior 8,3 ela se apresenta de forma totalmente incolor, em um pH superior a 8,3 já se nota um tom levemente rosa e a partir de um pH 10 ela é nitidamente rosa-violeta.
 Essas alterações de cores ocorrem porque em meio alcalino há a presença de hidroxila (OH), levando na seguinte reação de ácido-base:
 Em meio alcalino (A) os prótons (H+) da forma ácida da fenolftaleína (1) são removidos pelas hidroxilas do meio, formando a base conjugada desta molécula (2). Nesta forma básica da fenolftaleína há o aumento da deslocalização eletrônica, já que os elétrons podem se deslocalizar pelos três anéis da molécula, com isso ocorre o aumento do comprimento de onda e a absorção de luz ocorre no visível, que corresponde à cor mencionada anteriormente. E em um meio ácido (B) a molécula volta para seu estado inicial.
 
 Contudo, a concentração da solução a ser analisada interfere na funcionalidade do indicador. Se o meio estiver fortemente alcalino, o carbono central da molécula é atacado íons hidróxidos, prejudicando a deslcalização eletrônica e consequentemente diminuído o comprimento de onda, resultando em uma coloração incolor. Já em meio fortemente ácido, a fenolftaleína é protonada no oxigênio da lactona, rompendo a ligação com o carbono central e gerando um carbocátion. Possibilitando assim uma maior deslocalização, que resulta n coloração laranja.
 Reação da fenolftaleína em um meio com alta concentração alcalina.
Reação da fenolftaleína em um meio com alta concentração ácida.
 Devido a isso, quando a fenolftaleína entrou em contato com o conteúdo presente no Becker, a solução ali presente tomou uma coloração rosa-violeta. O que caracteriza a presença de uma base, neste caso o hidróxido de amônio. Um teste semelhante foi utilizado para caracterizar o gás recolhido no tubo de ensaio.Em um recipiente contendo água, pingaram-se também algumas gotas de fenolftaleína, e em seguida o tubo de ensaio foi submerso no meio e posteriormente aberto. O objetivo era que o gás NH3 do tubo se solubilizasse com a água do recipiente, formando o hidróxido de amônio, resultando na coloração rosa do conteúdo (devido à presença do indicado). No entanto, isso não ocorreu, e uma das hipóteses mais relevantes seria que o gás recolhido no tubo não fosse amônia e sim vapor de água.
Obtenção de Cloro (Cl2)
*OBS: está pratica não foi realizada no laboratório, por falta de tempo.
 Quando se coloca 2 mL de HCl concentrado no tubo de ensaio, que já contêm 0,1 g de Dióxido de Manganês (MnO2), os compostos reagem liberando gás Cloro (Cl2).
 MnO2(S) + 4H+ (aq) + 2Cl- (aq) Mn2+(aq) + Cl2(g) + 2H2O (l)
 O Cloro (Cl2) é um gás, em condições normais, de cor amarelo-esverdeado tem um odor picante, irritante, que é como o odor de alvejante, não é por si só inflamável e é tóxico. É uma molécula diatômica, ou seja, formada apenas por dois átomos. Por ser diatômica, ela apresentará uma geometria linear e será apolar por não ter diferença de eletronegatividade (Figura 1), todas as substâncias simples são consideradas apolares. 
 De acordo com a regra do octeto, a maioria dos elementos adquire configuração estável com 8 elétrons em sua última camada (exceção do Hidrogênio e Hélio, que se estabilizam com 2 elétrons na última camada). 
 Os dois átomos de Cl, cada um com 7 elétrons em sua última camada (3s2 3p5), fazem uma ligação covalente, de compartilhamento de elétrons. Assim, cada átomo fica com 8 elétrons em sua última camada e formam a molécula Cl2 (Figura 2).
Figura 1 – Ligação apolar
Fonte: http://www.seletivo.tupa.com.br/Exame%201%20colegial%20%20Qui%20A%20%20Valter.pdf
Figura 2 - Formação da molécula de Cl2
Fonte: http://slideplayer.com.br/slide/1652077/
 Nas reações químicas os halogênios apresentam propriedades oxidantes, recebendo um elétron. A atividade oxidante dos halogênios aumenta com a diminuição do raio atômico. 
 Quando se coloca o papel de tornassol umedecido, sobre o tubo, percebeu-se a tonalidade rosa, indicando o caráter ácido do gás Cloro.
 Tem outras formas de produzir Cloro gasoso (Cl2), como:
Reação de Ácido Clorídrico (HCl), Cloreto de Magnésio (MgCl2) e Água (H2O)
2 HCl + Mg (OH)2 MgCl2 + 2 H2O
E podendo usar outros oxidantes no lugar de MnO2, tais como Permanganato de Potássio (KMnO4), mas estes tendem a ser mais caro ou menos comum do que Dióxido de Manganês (MnO2):
2 KMnO4+ 16 HCl 2 KCl + 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2
 O cloro é um dos produtos químicos mais comumente fabricados no mundo. A sua utilização mais importante é como branqueador na fabricação de papel e tecidos, mas também é usado para fazer pesticidas (de insetos), borracha, e solventes. O cloro é usado na água potável e água de piscinas para matar as bactérias prejudiciais. É também como usado como parte do processo de saneamento para resíduos industriais e de esgoto. Se misturado a outros agentes de limpeza pode provocar a liberação do gás cloro e provocar asfixia e até levar a morte caso a prestação de socorro à vítima não chegue a tempo.
Eletrólise da Água
 O Voltâmetro de Hoffmann é uma aparelhada desenvolvida pelo químico alemão August Wilhelm Von Hofmann, utilizada para a realização da eletrólise da água. Ao se ligar a fonte de energia, uma corrente elétrica contínua circula pelo aparelho ocasionando na formação dos gases oxigênio e hidrogênio. Em geral, a eletrólise é um processo que decompõe uma determinada substância a partir da energia elétrica. Portanto, ela é considerada uma reação não espontânea (pois é provocada por uma energia elétrica provida de uma fonte) e também uma reação de óxido-redução, onde os cátions sofrem redução e os ânions oxidação. 
 Usualmente, na aparelhagem de Hoffmann, utiliza-se a platina como eletrodo, inserida na parte inferior de cada bureta lateral e ligada aos terminais negativo e positivo do gerador. O eletrodo ligado ao polo negativo é denominado de cátodo (onde ocorre a redução) e o ânodo (onde há a oxidação) é o eletrodo ligado ao polo positivo do sistema.
 Devido sua baixa condutividade elétrica, água é um eletrófilo muito fraco, embora suas moléculas possuam a capacidade de autoionização (H2O ↔ H+ + HO-, ou, 2H2O ↔ H3O+ + HO-). Por este motivo é que a solução 0,2 mol/L de ácido sulfúrico seria ideal para o processo, a adição de um soluto iônico (um sal, base ou ácido) aumenta a condutividade do meio. Contudo, na eletrólise somente um cátion e um ânion perdem ou recebem elétrons dos eletrodos. Para solução de ácido sulfúrico, temos a dissociação do ácido e da água, gerando os seguintes íons:
 Os íons positivos serão atraídos para o cátodo, enquanto os íons negativos serão atraídos para o ânodo. Sendo assim quando há mais de uma espécie ionicamente distinta no meio, como na solução de H2SO4 com a presença dos íons da água e os íons do ácido, o cátion e o ânion que sofrerão descarga do eletrodo dependera do Potencial de Oxidação.
 Na disputa entre cátions, o íon que será descarregado será aquele que possuir um menor potencial de oxidação. Como na solução apresentada há apenas um tipo de cátions, o íon H+, será ele quem receberá elétrons no cátodo. Já em relação ao ânion, será descarregado aquele com maior potencial de oxidação. Neste caso, a solução de ácido sulfúrico apresenta dois ânions, -OH e SO42-, com os seguintes potenciais:
	
	 E°/V
	
	-0,20
	
	-0,40
Fonte: Departamento de Química Inorgânica – IQ/UFRJ.Tabela de Potenciais-Padrão de Redução e Oxidação
 Conforme os valores de potenciais mostram, o –OH possui um maior potencial de oxidação em relação ao SO42-. Logo ele quem sofrerá oxidação, ou seja, perderá elétrons. Portanto, conhecendo os íons que serão descarregados nos eletrodos, chegaremos às seguintes reações:
	Semirreação do cátodo:
	
	Semirreação do ânodo:
	
 Para se obter à reação global, ou seja, a reação da eletrólise da água é necessária somar as reações de ionização, do cátodo e ânodo com a de dissociação:
	Reação de dissociação da água:
	
	Semirreação do cátodo:
	
	Semirreação do ânodo:
	
	Reação Global:
	
 Ao final do processo poderá ser constatado a formação dos gases oxigênio e hidrogênio, nas buretas conectadas ao ânodo e cátodo, respectivamente. Analisando a reação global, se torna evidente que a produção de oxigênio será a metade do volume produzido de hidrogênio. Contudo se esta análise partir da observação do produto na aparelhagem de Hoffman, talvez não se chegue à mesma conclusão, pois o oxigênio é muito mais solúvel que o hidrogênio.
 Os gases, no entanto, podem ser recolhidos com auxílio de tubos de ensaio e serem então submetidos a testes de caracterização. Como os realizados em aula, com o palito de dente em brasa.
Eletrólise da solução de NaCl
 Utilizando o mesmo aparelho de Hoffman do experimento acima, e colocando NaCl no tubo central veremos a eletrólise da solução de NaCl. A eletrólise pode ser eletrólise ígnea, se a substância estiver no estado líquido (fundido), e pode ser eletrólise em meio aquoso, se estiver em solução aquosa. Como não foi feita a reação em sala de aula, devido ao tempo, iremos explicar os dois tipos de eletrólise com esse composto. 
A Eletrólise ígnea do Cloreto de Sódio:
 Na eletrólise ígnea do sal produz o gás cloro (Cl2) e o sódio metálico (Na), substâncias que não são encontradas na natureza nessa forma, e em estado líquido dissociam-se em íons: 
NaCl → Na+ + Cl-
 Com a passagem da corrente elétrica,o polo negativo da bateria fornece elétrons para um dos eletrodos, que se torna o cátodo ou polo negativo. Visto que ele é negativo, ele atrai os cátions Na+ que estão no líquido. Esses íons recebem os elétrons do cátodo e, nesseeletrodo, ocorre a seguinte semirreação de redução, formando sódio metálico.
Semirreação no cátodo: redução: Na+(l) + e- → Na(s)
 Já o outro eletrodo torna-se o ânodo, pois está carregado positivamente, atraindo os ânions Cl-, que perderão seus elétrons, sofrendo oxidação, liberando gás cloro que fica borbulhando ao redor do ânodo:
Semirreação no ânodo: oxidação: 2Cl-(l) → 2 e- + 1Cl2(g)
 Para se obter à reação global, ou seja, a reação da eletrólise ígnea do Cloreto de Sódio é necessária somar as reações de ionização, do cátodo e ânodo:
	Semirreação do cátodo:
	Na+(l) + e- → Na(s)
	Semirreação do ânodo:
	2Cl-(l) → 2 e- + 1Cl2(g)__
	Reação Global:
	Na+(l) + 2Cl-(l) → Na(s) + 1Cl2(g)
Eletrólise aquosa do Cloreto de Sódio:
 Além da dissociação do NaCl, neste caso, há a reação de autoionização da água:
2 H2O(l)→ 1 H3O+(aq) + OH1-(aq)
 Apesar de haver tantos íons na reação, apenas um cátion e um ânion sofrerão a descarga nos eletrodos. E, neste caso, para sabermos qual vai ser, os íons descarregados, e preciso olhar a ordem de prioridade.
 Pela ordem de prioridade o Na+ é mais reativo que o H3O+, e isso ocorre por que o Na+ é metal alcalino que não se descarregam em solução aquosa. Assim, quem recebe os elétrons do catodo é a água: 
Semirreação no cátodo: 2 H+ + 2e- → H2
 Já no caso dos ânions, o Cl- é menos reativo que OH-, porque ele é um ânion não oxigenado, sofrendo assim a oxidação: 
Semirreação no ânodo: 2 Cl- → Cl2 + 2e-
 Para se obter à reação global, ou seja, a reação da eletrólise aquosa do Cloreto de Sódio é necessária somar as reações de ionização, do cátodo e ânodo, a da dissociação do NaCl e a da autoionização da água:
	Dissociação do NaCl
	2NaCl →2 Na+ + 2Cl-
	Autoionização da água
	2 H2O →2H+ + 2OH-
	Semirreação do cátodo:
	2 H+ + 2e- → H2
	Semirreação do ânodo:
	2 Cl- → Cl2 + 2e-
	Reação Global:
	2NaCl- + 2H2O→ 2Na+ +2OH- + H2 + Cl2
 
 Em virtude da presença da base de NaOH, a eletrólise de uma solução aquosa de NaCl produz soda cáustica (NaOH), gás hidrogênio (H2) e gás cloro (Cl2).
Referências Bibliográficas
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Cornelis Klein;Barbara Dutrow. Manual de Ciência dos Minerais. Bookman, 23º Ed. 2011; páginas 360-362.
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SlideShare. Geometria Molecular. Disponível em:<https://pt.slideshare.net/adriannemendonca/geometria-molecular-22002585>. Acesso em: 15. Jul. de 2017.
Brasil Escola. Determinação da Geometria das Moléculas. Disponível em:<http://brasilescola.uol.com.br/quimica/determinacaogeometriadasmoleculas.htm>. Acesso em: 15. Jul. de 2017.
Proteção Respiratória. Gás Cloro Cl2. Disponível em:< http://www.protecaorespiratoria.com/gas-cloro-cl2/>. Acesso em: 15. Jul. de 2017.
Universidade Federal da Paraíba/Centro de Ciências Exatas e da Natureza/ Departamento de Química. Apostila Geral de Inorgânica. Disponível em:< http://www.monitoria.quimica.ufpb.br/Disciplinas/outros_cursos/Farmacia_APOSTILA-GERAL%20E%20INORGANICA.pdf >. Acesso em: 15. Jul. de 2017.
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