PROJETO DOMINANDO A CIÊNCIA - Química
Autor: 3° Ano A | Publicado: 2011-09-19T14:12:00-07:00

PROJETO DOMINANDO A CIÊNCIA – 2011– O RESGATE
DICIPLINA: Química 


AUTORES :* Madson Luís* Jadielson Júnior
* Erickson Heverton


ORIENTADOR : Ten James


Eletrólise
A eletrólise é um processo eletroquímico, caracterizado pela ocorrência de reações de oxi-redução em uma solução condutora quando se estabelece uma diferença de potencial elétrico entre dois (ou mais) eletrodos mergulhados nessa solução. Vale lembrar que a denominação solução eletrolítica, empregada para designar qualquer solução aquosa condutora de eletricidade, deriva justamente desse processo. 

Tipos de eletrólise
•eletrólise ígnea (ausência de água)
•eletrólise em meio aquoso 
Eletrólise Ígnea 
O termo ígnea vem do latim igneu: ardente. 
A eletrólise ígnea exige eletrodos inertes que possuam elevado ponto de fusão. Geralmente são usados a platina ou grafita. 
A eletrólise do NaCl é um processo economicamente importante. O NaCl se funde à temperatura de 808 ºC. 
NaCl(sólido) =&gt; NaCl(líquido) 
Através de dissociação... 
NaCl =&gt; Na1+ + Cl1-
Os íons Cl1- se dirigem para o ânodo (pólo positivo), perdem seus elétrons e são transformados em gás cloro, Cl2. 
2 Cl1- =&gt; Cl2 + 2 e- (oxidação) 
Os íons Na1+ se dirigem para o cátodo (pólo negativo), recebem um elétron e são transformados em sódio metálico (Na0). A equação foi multiplicada por 2 para igualar o número de elétrons na redução e na oxidação. 
2 Na1+ + 2 e- =&gt; 2 Na0 (redução) 
A equação global da eletrólise é dada pela soma das reações de dissociação do sal e das reações que ocorrem nos eletrodos. 
2 NaCl =&gt; 2 Na1+ + 2 Cl1- 
2 Cl1- =&gt; Cl2 + 2 e- (oxidação) 
2 Na1+ + 2 e- =&gt; 2 Na0 (redução) 
reação global 2 NaCl =&gt; Cl2 + 2 Na0 


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Eletrólise em solução aquosa 
Uma substância qualquer pode gerar íons em solução aquosa. Neste caso, os íons que podem vir a sofrer eletrólise podem se originar dessa substância ou da própria auto-ionização da água. Apesar da auto-ionização da água ocorrer em baixa extensão, ela oferece esta possibilidade de um ou outro íon vir a se descarregar. Apenas uma espécie de íon positivo ou negativo descarrega por vez. Cada íon possui uma voltagem adequada para se descarregar. O par cátion/ânion de apresentar menor voltagem para descarregar será o que vai descarregar primeiro. 
A auto-ionização da água fornece os íons H1+ (H3O1+) e OH1-. 
H20 =&gt; H1+ + OH1- 
ou ainda 
2 H2O =&gt; H2O + H1+ + OH1- =&gt; H3O1+ + OH1- 
No caso dos cátions, metais pouco reativos descarregam primeiro, pois possuem maior tendência a aceitar os elétrons de volta e se descarregar. Metais altamente reativos como metais alcalinos e alcalinos terrosos se descarregam depois. A ordem de prioridade é a seguinte: 
Aumenta dificuldade de descarga ===&gt; 
Au3+ Pt2+ Hg2+ Ag1+ Cu2+ Ni2+ Cd2+ Pb2+ Fe2+ Zn2+ Mn2+ H3O1+ Al3+ Mg2+ Na1+ Ca2+ Ba2+ K1+ Li1+ Cs1+ 
O H1+ ou H3O1+ se descarrega antes alumínio, de metais alcalinos e alcalinos terrosos. Mas perde em prioridade de descarga para os demais cátions. 
Quanto menor for a eletro negatividade do ânion para prender o elétron, maior a facilidade de descarga do mesmo. 
Aumenta dificuldade de descarga ===&gt;
Ânions não oxigenados e HSO41- OH1- ânions oxigenados e F1- 
O OH1- se descarrega antes dos ânions oxigenados e do F1-. Mas perde em prioridade de descarga para os ânions não oxigenados e o HSO41-. As reações que os íons resultantes da auto-ionização da água são mostradas abaixo: 
H1+ (redução no catodo) 2 H1+ + 2 e- =&gt; H2
OH1- (oxidação no anodo) 2 OH1- =&gt; H2O + 1/2 O2 + 2 e- 
A eletrólise do NaCl em solução aquosa é um exemplo em que participam da eletrólise o cátion oriundo da auto-ionização da água e o ânion do sal.