Equacione a eletrólise e indique o produto do cátodo e o produto do ânodo:
em solução aquosa de \mathrm{AgNO}_{3}

Passo 1

O enunciado pede que eu “equacione a eletrólise e indique o produto do cátodo e o produto do ânodo” para uma solução aquosa de \mathrm{AgNO_3}. Informações dadas (explicitamente ou implícitas):
  • Temos uma solução aquosa de \mathrm{AgNO_3}.
  • Em solução aquosa, o sal está dissociado em íons \mathrm{Ag^+} e \mathrm{NO_3^-} mais a água \mathrm{H_2O}.
  • Preciso escrever as meias-reações (cátodo e ânodo), balancear elétrons e dar a reação global da eletrólise, além de dizer o produto formado em cada eletrodo.

Passo 2

Primeiro passo técnico: escrever as espécies presentes e lembrar que alguns íons são espectadores. Quando \mathrm{AgNO_3} está em água ela se dissocia:
\mathrm{AgNO_3 (aq) \longrightarrow Ag^+ (aq) + NO_3^- (aq)}
Então as espécies relevantes para as reações redox na eletrólise são \mathrm{Ag^+}, \mathrm{NO_3^-} e \mathrm{H_2O}. O \mathrm{NO_3^-} é tipicamente muito estável e não é facilmente oxidado em condições normais de eletrólise; por isso ele costuma atuar como íon espectador.

Passo 3

Agora: que acontece no cátodo (polo negativo, onde ocorre redução)? As reações possíveis são:
  • redução do cátion prata: \mathrm{Ag^+ + e^- \to Ag(s)},
  • redução da água (formação de hidrogênio) dependendo do potencial: \mathrm{2H_2O + 2e^- \to H_2(g) + 2OH^-}.
Para decidir qual se dá realmente na prática usamos potenciais padrão de redução (valores típicos):
  • \mathrm{Ag^+ + e^- \to Ag(s)} tem E^\circ \approx +0{,}80\\ \mathrm{V}.
  • \mathrm{2H_2O + 2e^- \to H_2 + 2OH^-} tem E^\circ \approx -0{,}83\\ \mathrm{V} (em meio neutro/ básico).
Regra prática: a meia-reação com potencial de redução mais positivo ocorre preferencialmente no cátodo (é mais fácil reduzir). Como +0{,}80\\ \mathrm{V} é muito mais positivo do que -0{,}83\\ \mathrm{V}, a prata é reduzida preferencialmente. Logo a meia-reação do cátodo é
\mathrm{Ag^+ + e^- \longrightarrow Ag(s)}.

Passo 4

No anodo (polo positivo, onde ocorre oxidação) consideramos possíveis oxidações:
  • oxidação da água produzindo oxigênio: \mathrm{2H_2O \to O_2 + 4H^+ + 4e^-},
  • oxidação do íon nitrato \mathrm{NO_3^-} é muito difícil (potencial muito alto) e na prática não compete bem com a oxidação da água em eletrodos inertes.
Portanto, com eletrodos inertes (grafite, platina, etc.) a oxidação que ocorre é a da água, gerando oxigênio gasoso e \mathrm{H^+}:
\mathrm{2H_2O \longrightarrow O_2(g) + 4H^+ + 4e^-}.

Passo 5

Agora balancear elétrons entre as duas meias-reações para obter a reação global. A meia-reação do ânodo libera 4e^-; a do cátodo usa 1e^-. Multiplico a meia-reação do cátodo por 4:
\text{cátodo (×4): } 4\mathrm{Ag^+ + 4e^- \longrightarrow 4Ag(s)}.á
Somando com a meia-reação do ânodo:
4\mathrm{Ag^+ + 4e^- \longrightarrow 4Ag(s)}
2\mathrm{H_2O \longrightarrow O_2 + 4H^+ + 4e^-}
elétrons se cancelam, resultando na equação iônica global:
\mathrm{4Ag^+ + 2H_2O \longrightarrow 4Ag(s) + O_2(g) + 4H^+}.
Observação sobre espécies espectadores: \mathrm{AgNO_3} fornece \mathrm{Ag^+} e \mathrm{NO_3^-}; o \mathrm{NO_3^-} permanece em solução e os \mathrm{H^+} formados perto do ânodo podem se combinar com \mathrm{NO_3^-} para formar \mathrm{HNO_3} localmente, acidificando a solução próxima ao ânodo.

Passo 6

Comentário importante (situação alternativa): se o ânodo for feito de prata (eletrodo ativo), a reação no ânodo pode ser a oxidação do metal prata:
\mathrm{Ag(s) \longrightarrow Ag^+ + e^-}.
Nesse caso, a prata do anodo se dissolve formando \mathrm{Ag^+}, e esses cátions migrariam e seriam reduzidos no cátodo, resultando basicamente em transferência de prata do anodo para o cátodo (não se observa evolução de \mathrm{O_2}). Esse é o princípio de um banho eletrolítico com ânodo solúvel.

Passo 7

Resumo prático observacional (com eletrodos inertes): no cátodo vê-se depósito metálico brilhante de prata; no ânodo observa-se formação de bolhas de oxigênio e a solução perto do ânodo fica mais ácida. Se o ânodo for de prata, vê-se dissolução do ânodo em vez de formação de \mathrm{O_2}.

Resposta

\mathrm{4Ag^+ + 2H_2O \longrightarrow 4Ag(s) + O_2(g) + 4H^+}
Cátodo: \mathrm{Ag(s)} (deposição de prata)
Ânodo (eletrodos inertes): \mathrm{O_2(g)} (evolução de oxigênio)
Ânodo (se o eletrodo for de prata): \mathrm{Ag(s) \longrightarrow Ag^+ + e^-} (dissolução do ânodo)

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