Eletrólise

Introdução
Eletrólise é todo processo químico não espontâneo que necessita de uma corrente elétrica para ocorrer, tal processo pode ser considerado o inverso de uma pilha(espontâneo e transforma energia química em elétrica).
Em um processo eletrolítico ocorre a descarga de íons, onde os cátions recebem os elétrons, portanto sofrem uma redução e os ânions por sua vez cedem os elétrons, sofrendo assim uma oxidação. Todas essas reações ocorrem entre dois ou mais eletrodos mergulhados em uma solução condutora, onde será estabelecida uma diferença de potencial elétrico.

Resultados e Discussões

Eletrólise do KI
Na reação eletrolítica do iodeto de potássio (KI) em meio aquoso, temos as dissociacões:
KI K+ + I-
H2O H+ + OH- o potássio não participará da reação já que é o mais eletronegativo.
Notamos que no eletrodo que estava conectado o ânodo ocorreu a produção de iodo sólido, pois a solução ficou amarelada. Já no eletrodo cátodo ocorreu a liberação de gás hidrogênio, como podemos perceber pela formação de bolhas.
O iodo sofreu oxidação e a água redução, já que pela preferência de descarga do iodo tem prioridade em relação ao H+, tendo prioridade para oxidação.
Calculando o potencial padrão dos íons
2H+ + I2 H2 + 2I-
Eo = Eo(cátodo) – Eo(anodo)
Eo = 0,00 – (+0,54)
Eo = - 0,54 V

Eletrólise do NaCl
Quando o NaCl está em água temos as dissociacões:
NaCl Na+ + Cl-
H2O H+ + OH-
Calculando o potencial padrão dos íons, temos os resultados e as seguintes semirreações:
Cátodo: 2H+ + 2é H2 Eo (V) = 0,00
Ânodo: Cl2 2Cl- + 2é Eo (V) = +1,36
E portanto, podemos afirmar que o hidrogênio se descarregará frente ao sódio e a hidroxila, por apresentar a ddp mais próxima de zero.

2H+ + Cl2 2Cl- + H2
Eo = Eo(ânodo) – Eo(cátodo)
Eo = 0,00 – (+1,36)
Eo = - 1,36 V Por apresentar potencial negativo, é claro que a reação é não espontânea e que para