Questão 10- Considere a eletrólise das seguintes substâncias, feita com eletrodos inertes, em solução aquosa:
I. Brometo de cálcio, \mathrm{CaBr}_{2}(\mathrm{aq})
II. Nitrato de prata, \mathrm{AgNO}_{3}(\mathrm{aq})
Para cada caso, determine:
a) os cátions presentes na solução e qual deles se descarrega primeiro;
b) os ânions presentes na solução e qual deles se descarrega primeiro;
c) a dissociação (ou ionização) dos compostos (balanceada);
d) a ionização da água (balanceada);
e) a reação anódica (balanceada);
f) a reação catódica (balanceada);
g) a reação global do processo, corretamente balanceada;
h) o nome da substância que permanece na cuba.

Passo 1

O enunciado pede, para cada uma das duas soluções aquosas dadas (I. \mathrm{CaBr}_2(\mathrm{aq}) e II. \mathrm{AgNO}_3(\mathrm{aq})), que eu determine:
a) os cátions presentes e qual se descarrega primeiro;
b) os ânions presentes e qual se descarrega primeiro;
c) a dissociação (ou ionização) do composto, balanceada;
d) a ionização da água, balanceada;
e) a reação anódica (balanceada);
f) a reação catódica (balanceada);
g) a reação global do processo, corretamente balanceada;
h) o nome da substância que permanece na cuba (após a eletrólise).
Informações relevantes dadas pelo enunciado:
  • As soluções são aquosas e usam eletrodos inertes (ou seja, os eletrodos não participam quimicamente, apenas conduzem elétrons).
  • Os compostos são \mathrm{CaBr}_2 e \mathrm{AgNO}_3.
  • Preciso apresentar reações balanceadas e indicar claramente os íons que atuam ou permanecem.

Passo 2

Princípios gerais e como decidir o que se desfaz (explicação didática):
  • Numa eletrólise com eletrodos inertes, na região do cátodo (polo negativo) ocorre redução (ganho de elétrons); na região do ânodo (polo positivo) ocorre oxidação (perda de elétrons).
  • Em solução aquosa, tanto os íons do sal quanto a água podem sofrer eletrodeposição/oxidação. Para saber qual se descarrega preferencialmente, comparamos as tendências de redução (potenciais padrão). De modo prático: o íon com potencial de redução mais positivo (mais fácil de reduzir) tende a ser reduzido no cátodo; para o ânodo, entre oxidar o ânion ou oxidar a água, vence a reação com menor potencial de oxidação “absoluto” (isto é, a menos custosa energeticamente).
  • Íons que não se descarregam tornam‑se “espectadores” e podem formar novas espécies com os produtos da água (por exemplo, formar hidróxidos ou ácidos).
  • Para balancear meias‑reações, igualamos elétrons perdidos e ganhos e adicionamos água, \mathrm{H^+} ou \mathrm{OH^-} conforme o meio (aqui é aquoso, então uso as formas usuais: redução de água em meio neutro/ básico e oxidação de água em meio neutro/ácido conforme conveniência).

Passo 3

Dados úteis de potenciais padrão (valores típicos que usamos para comparar — não precisa decorar com muita precisão, basta saber a ordem):
  • Potencial de redução padrão para \mathrm{Ag^+ + e^- \to Ag(s)}: E^\circ \approx +0,80\\ \mathrm{V}.
  • Potencial de redução padrão para \mathrm{Ca^{2+} + 2e^- \to Ca(s)}: E^\circ \approx -2,87\\ \mathrm{V} (muito negativo → difícil reduzir).
  • Potencial de redução para \mathrm{Br_2 + 2e^- \to 2Br^-}: E^\circ \approx +1,07\\ \mathrm{V}.
  • Potencial de redução para \mathrm{O_2 + 4H^+ + 4e^- \to 2H_2O}: E^\circ \approx +1,23\\ \mathrm{V}.
    Interpretação prática:
  • No cátodo: \mathrm{Ag^+} (com +0,80) é muito mais fácil de reduzir que \mathrm{Ca^{2+}} (com -2,87); para cátodos em água também há a possibilidade de reduzir água gerando \mathrm{H_2}. Com pares comparáveis, escolhe‑se a reação de menor energia de redução.
  • No ânodo: entre oxidar \mathrm{Br^-} e oxidar água para \mathrm{O_2}, a oxidação de \mathrm{Br^-} é mais fácil (porque a redução inversa \mathrm{Br_2/Br^-} tem potencial menor que \mathrm{O_2/H_2O}). Nitrato \mathrm{NO_3^-} é muito difícil de oxidar (praticamente não se oxida sob condições normais), então a água é oxidada formando \mathrm{O_2}.
Agora aplico esses princípios caso a caso, com balanceamentos completos e explicações passo a passo.

Passo 4

Caso I — \mathrm{CaBr}_2(\mathrm{aq}): cátions presentes e qual descarrega primeiro
  • Dissociação inicial (vou detalhar em outro passo): ao dissolver, obtemos \mathrm{Ca^{2+}} e \mathrm{Br^-}.
  • Cátions presentes: \mathrm{Ca^{2+}}.
  • Quem se descarrega primeiro? Comparando tendências: \mathrm{Ca^{2+}} tem potencial de redução muito negativo ( E^\circ muito menor que o potencial de redução associado à redução da água às condições típicas), portanto é muito difícil reduzir \mathrm{Ca^{2+}} para metálico. Na prática, no cátodo, a água é reduzida formando gás hidrogênio \mathrm{H_2} e íons \mathrm{OH^-}. Conclusão: o cátion \mathrm{Ca^{2+}} NÃO se descarrega; a redução que ocorre no cátodo é a redução da água.

Passo 5

Caso I — \mathrm{CaBr}_2(\mathrm{aq}): ânions presentes e qual descarrega primeiro
  • Ânions presentes: \mathrm{Br^-}.
  • Quem se descarrega primeiro? Comparando a oxidação de \mathrm{Br^-} (que gera \mathrm{Br_2}) com a oxidação da água (para \mathrm{O_2}), a oxidação de \mathrm{Br^-} é energeticamente mais fácil. Assim, no ânodo ocorre oxidação de \mathrm{Br^-} para \mathrm{Br_2}. Conclusão: \mathrm{Br^-} se descarrega (forma \mathrm{Br_2}) enquanto \mathrm{Ca^{2+}} fica em solução.

Passo 6

Caso I — dissociação (balanceada) do sal
  • Ao dissolver \mathrm{CaBr_2} em água, a dissociação iônica é:
\mathrm{CaBr_2 \longrightarrow Ca^{2+} + 2\,Br^-}
(esta é a ionização/dissociação simples e já balanceada em número de átomos e cargas).

Passo 7

Caso I — ionização da água (forma usual usada para balanceamento em meio aquoso)
  • A ionização (autoprotólise) da água que costuma ser usada para raciocínios:
\mathrm{H_2O \longleftrightarrow H^+ + OH^-}
  • Para balanceamento de meias‑reações, também usamos a forma de redução da água:
\mathrm{2\,H_2O + 2e^- \longrightarrow H_2 + 2\,OH^-}
(esta última é a meia‑reação de redução que aparece no cátodo em meio aquoso básico/neutro).

Passo 8

Caso I — reação anódica (balanceada)
  • Oxidação de brometo:
\mathrm{2\,Br^- \longrightarrow Br_2 + 2\,e^-}
Explicação: dois íons brometo perdem, no total, dois elétrons para formar uma molécula de \mathrm{Br_2}; os elétrons liberados vão pelo circuito externo ao cátodo.

Passo 9

Caso I — reação catódica (balanceada)
  • Redução da água no cátodo (gerando \mathrm{H_2} e \mathrm{OH^-}):
\mathrm{2\,H_2O + 2\,e^- \longrightarrow H_2 + 2\,OH^-}
Explicação passo a passo: cada molécula de \mathrm{H_2} requer dois elétrons; ao mesmo tempo são gerados dois íons \mathrm{OH^-}, tornando a solução localmente básica perto do cátodo.

Passo 10

Caso I — reação global (balanceada) e substância que permanece na cuba
  • Para combinar anodo e cátodo, somamos as duas meias‑reações (os 2e^- cancelam):
\mathrm{2\,Br^- \longrightarrow Br_2 + 2\,e^-}
\mathrm{2\,H_2O + 2\,e^- \longrightarrow H_2 + 2\,OH^-}
Somando membro a membro:
\mathrm{2\,Br^- + 2\,H_2O \longrightarrow Br_2 + H_2 + 2\,OH^-}
Agora lembre que há um cátion \mathrm{Ca^{2+}} em solução (veio da dissociação de \mathrm{CaBr_2}). Os \mathrm{OH^-} formados combinam com \mathrm{Ca^{2+}} para dar hidróxido de cálcio:
  • Cada \mathrm{Ca^{2+}} precisa de dois \mathrm{OH^-} para formar \mathrm{Ca(OH)_2}.
    Partindo da dissociação completa da quantidade estequiométrica de sal, a equação global por mol de \mathrm{CaBr_2} é:
\mathrm{CaBr_2 + 2\,H_2O \longrightarrow Ca(OH)_2\downarrow + H_2 + Br_2}
  • Observação importante: \mathrm{Ca(OH)_2} é pouco solúvel e tende a precipitar (indiquei com a seta \downarrow). Portanto, a substância que permanece (ou se acumula) na cuba como sólido/mais visível é o hidróxido de cálcio \mathrm{Ca(OH)_2} (além do brometo consumido como \mathrm{Br_2} e do hidrogênio gasoso).

Passo 11

Caso II — \mathrm{AgNO}_3(\mathrm{aq}): cátions presentes e qual descarrega primeiro
  • Dissociação inicial: ao dissolver, obtemos \mathrm{Ag^+} e \mathrm{NO_3^-}.
  • Cátions presentes: \mathrm{Ag^+}.
  • Quem se descarrega primeiro? Comparando potenciais: \mathrm{Ag^+} tem E^\circ \approx +0,80\\ \mathrm{V}, muito mais positivo (mais fácil de reduzir) do que reduzir água para \mathrm{H_2} nas condições usuais. Portanto, no cátodo ocorre a redução de \mathrm{Ag^+} para \mathrm{Ag(s)} (prata metálica), que se deposita (plateia) no eletrodo. Conclusão: \mathrm{Ag^+} se descarrega primeiro.

Passo 12

Caso II — \mathrm{AgNO}_3(\mathrm{aq}): ânions presentes e qual descarrega primeiro
  • Ânions presentes: \mathrm{NO_3^-}.
  • Quem se descarrega primeiro? O íon nitrato \mathrm{NO_3^-} é muito difícil de oxidar sob condições de eletrólise comum; portanto a oxidação preferencial no ânodo é a oxidação da água, produzindo \mathrm{O_2}, prótons \mathrm{H^+} e elétrons. Conclusão: \mathrm{NO_3^-} não se oxida; a água é oxidada formando \mathrm{O_2}.

Passo 13

Caso II — dissociação (balanceada) do sal
  • Dissociação de \mathrm{AgNO_3}:
\mathrm{AgNO_3 \longrightarrow Ag^+ + NO_3^-}

Passo 14

Caso II — ionização da água (forma usada para balanceamento)
  • A forma de oxidação da água utilizada no ânodo (balanceada em meio aquoso) é:
\mathrm{2\,H_2O \longrightarrow O_2 + 4\,H^+ + 4\,e^-}
  • A forma de redução no cátodo para prata é:
\mathrm{Ag^+ + e^- \longrightarrow Ag(s)}

Passo 15

Caso II — reação anódica (balanceada)
  • Repetindo a meia‑reação de oxidação da água:
\mathrm{2\,H_2O \longrightarrow O_2 + 4\,H^+ + 4\,e^-}
Explicação: para formar uma molécula de \mathrm{O_2} é necessário remover quatro elétrons no total, gerando quatro prótons.

Passo 16

Caso II — reação catódica (balanceada) e ajuste de elétrons
  • Reação catódica (redução do cátion prata):
\mathrm{Ag^+ + e^- \longrightarrow Ag(s)}
  • Para cancelar os 4\,e^- da anódica, multiplicamos esta meia‑reação por 4:
\mathrm{4\,Ag^+ + 4\,e^- \longrightarrow 4\,Ag(s)}

Passo 17

Caso II — reação global (balanceada) e substância que permanece na cuba
  • Somando a anódica e a catódica (os 4\,e^- cancelam):
\mathrm{2\,H_2O + 4\,Ag^+ \longrightarrow O_2 + 4\,H^+ + 4\,Ag(s)}
  • Lembrando que havia \mathrm{NO_3^-} como contra‑íon, os \mathrm{H^+} formados se combinam com \mathrm{NO_3^-} para formar ácido nítrico \mathrm{HNO_3} em solução. Escrevendo a equação completa com os nitratos:
\mathrm{2\,H_2O + 4\,AgNO_3 \longrightarrow O_2 + 4\,HNO_3 + 4\,Ag(s)}
  • Portanto, a substância que permanece (ou cuja concentração aumenta) na cuba é o ácido nítrico \mathrm{HNO_3} (a prata metálica se deposita no eletrodo; o \mathrm{O_2} sai como gás).

Passo 18

Dicas rápidas para a prova (resumão prático e motivador)
  • Sempre escreva a dissociação do sal primeiro: isso te dá os íons presentes.
  • Compare: cátion vs água para o cátodo; ânion vs água para o ânodo. Use a ordem qualitativa: metais nobres (Ag+, Cu2+, etc.) reduzem antes de água; metais alcalinos/terrosos (Na+, Ca2+, etc.) não reduzem, a água reduz formando H2. Para ânions: haletos (Cl-, Br-, I-) normalmente oxidam para halogênio antes da água; nitrato, sulfato raramente oxidam — a água é oxidada a O2.
  • Após encontrar meias‑reações, balanceie elétrons e some. Por fim, pense se os íons remanescentes formam hidróxidos (com OH-) ou ácidos (com H+) e escreva a espécie que “fica” na cuba.
  • Coragem: fazes isto algumas vezes e vira automático. Você já tem a sequência; falta praticar!

Resposta

I a) Cátions presentes: \mathrm{Ca^{2+}}. \mathrm{Ca^{2+}} NÃO se descarrega; no cátodo reduz‑se a água (forma‑se \mathrm{H_2}).
I b) Ânions presentes: \mathrm{Br^-}. \mathrm{Br^-} se descarrega primeiro, oxida‑se a \mathrm{Br_2}.
I c) Dissociação: \mathrm{CaBr_2 \longrightarrow Ca^{2+} + 2\,Br^-}.
I d) Ionização/forma usada: \mathrm{H_2O \longleftrightarrow H^+ + OH^-} (e para redução do cátodo: \mathrm{2\,H_2O + 2\,e^- \longrightarrow H_2 + 2\,OH^-}).
I e) Reação anódica: \mathrm{2\,Br^- \longrightarrow Br_2 + 2\,e^-}.
I f) Reação catódica: \mathrm{2\,H_2O + 2\,e^- \longrightarrow H_2 + 2\,OH^-}.
I g) Reação global (balanceada): \mathrm{CaBr_2 + 2\,H_2O \longrightarrow Ca(OH)_2\downarrow + H_2 + Br_2}.
I h) Substância que permanece na cuba: \mathrm{Ca(OH)_2} (hidróxido de cálcio, precipitado).
II a) Cátions presentes: \mathrm{Ag^+}. \mathrm{Ag^+} se descarrega primeiro, reduz‑se a \mathrm{Ag(s)}.
II b) Ânions presentes: \mathrm{NO_3^-}. \mathrm{NO_3^-} NÃO se descarrega; a água é oxidada a \mathrm{O_2}.
II c) Dissociação: \mathrm{AgNO_3 \longrightarrow Ag^+ + NO_3^-}.
II d) Ionização/forma usada: \mathrm{2\,H_2O \longrightarrow O_2 + 4\,H^+ + 4\,e^-} (anódica) e \mathrm{Ag^+ + e^- \longrightarrow Ag(s)} (catódica).
II e) Reação anódica: \mathrm{2\,H_2O \longrightarrow O_2 + 4\,H^+ + 4\,e^-}.
II f) Reação catódica: \mathrm{Ag^+ + e^- \longrightarrow Ag(s)} (multiplicada por 4 para combinar: \mathrm{4\,Ag^+ + 4\,e^- \longrightarrow 4\,Ag(s)}).
II g) Reação global (balanceada): \mathrm{4\,AgNO_3 + 2\,H_2O \longrightarrow 4\,Ag(s) + O_2 + 4\,HNO_3}.
II h) Substância que permanece na cuba: \mathrm{HNO_3} (ácido nítrico, em solução).

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