Teoria Eletrolítica de Arrhenius

Teoria Eletrolítica de Arrhenius
(1.ª parte)
Quem foi Arrhenius?
Físico e químico sueco, nasceu em
Wijk. Aos 22 anos, já havia realizado
muitas experiências relacionadas
com a passagem da eletricidade
através de soluções aquosas.
Formulou a hipótese, de que as
soluções aquosas contêm partículas
carregadas, isto é, íons.
Svante August Arrhenius
(1859-1927)
Atividade experimental . . .
A lâmpada acende, provando que há passagem de corrente
elétrica através da solução.
Esse tipo de solução é chamado de solução eletrolítica .
As substâncias (como NaCℓ) que produzem íons
quando em solução aquosa são chamadas eletrólitos.
Os eletrólitos podem ser iônicos (p. ex., NaCℓ) ou, em
casos especiais, moleculares (p. ex., HCℓ).
Dissociação x ionização
Quando um eletrólito é iônico, a sua dissolução em água
possibilita a separação dos íons do retículo cristalino.
Esse fenômeno é chamado dissociação iônica.
NaCℓ
água
Na+(aq) + Cℓ-(aq)
Dissociação x ionização
Quando um eletrólito é molecular, a sua dissolução em
água possibilita a formação de íons, devido à reação das
moléculas da substância dissolvida com as moléculas de
água. Esse fenômeno é chamado de ionização.
HCℓ + H2O
+
-
H3O (aq) + Cℓ (aq)
Grau de ionização
Verifica-se que a condutividade elétrica em soluções de sal ou
NaCℓ, por exemplo, é alta (luminosidade forte da lâmpada).
Grau de ionização
Verifica-se que a a condutividade na solução de vinagre (ácido
acético, CH3COOH) é muito baixa (luminosidade fraca).
Grau de ionização
Isso nos leva a concluir que poucas moléculas de ácido
acético estão ionizadas. Daí . . .
– Eletrólitos fortes: existem somente (ou
praticamente) como íons em solução.
Exemplo: NaCℓ
– Eletrólitos fracos: existem como uma mistura de
íons e moléculas não-ionizadas em solução.
Exemplo: CH3COOH
Grau de ionização
A grandeza que mede a quantidade em porcentagem
das moléculas que sofrem ionização é chamada
grau de ionização ().
As funções inorgânicas
Chama-se função química o conjunto ou grupo de
substâncias com propriedades químicas semelhantes.
Para “enquadrar” uma substância em determinado
grupo é necessário escolher um critério. É o caso da
Teoria Eletrolítica de Arrhenius.
As funções inorgânicas
Com base na Teoria Eletrolítica de Arrhenius, as
substâncias ditas inorgânicas são classificadas em . . .
Ácidos
Bases
Sais
As funções inorgânicas
Considerando-se outros critérios, há também outras
funções inorgânicas . . .
Óxidos
Hidretos
Ácidos
São substâncias que, em solução aquosa, sofrem
ionização e liberam como único cátion* H+.
HCℓ
água
* HCℓ + H2O
H+(aq) +
Cℓ -(aq)
H3O+ +
Cℓ -
Propriedades dos ácidos
Os ácidos têm esse nome por causa do sabor azedo.
Reagem com metais liberando hidrogênio gasoso.
H2SO4 + Mg
H2 + MgSO4
Propriedades dos ácido
Liberação de gás
hidrogênio (bolhas).
2HBr + Fe
H2 + FeBr2
Alguns ácidos e seus usos
Acidulante
Presente no suco gástrico.
de
refrigerantes.
Eletrólito de baterias.
Nomenclatura (hidrácidos, i.é., sem oxigênio)
Ácido _______________________________________
(nome do ânion*)
.
Exemplo:
HBr é o ácido bromídrico
*Consultando a tabela de cátions e ânions,
troca-se “eto” por “ídrico”
Nomenclatura (oxiácidos, i.é., com oxigênio)
Ácido _______________________________________
(nome do ânion*)
.
Exemplo:
HNO2 é o ácido nitroso
1.º caso: *troca “ito” por “oso”
Nomenclatura (oxiácidos, i.é., com oxigênio)
Ácido _______________________________________
(nome do ânion*)
.
Exemplo:
HNO3 é o ácido nítrico
2.º caso: *troca “ato” por “ico”
e tornando proparoxítono.
Nomenclatura (oxiácidos, i.é., com oxigênio)
Cuidado com sulfito, sulfato, fosfato, fosfito, …
Exemplos: H2SO3 é o ácido sulfuroso
.
H2SO4 é o ácido sulfúrico
H3PO3 é o ácido fosforoso
H3PO4 é o ácido fósfórico
FIM DA PRIMEIRA PARTE !
Vêm aí bases, sais, hidretos.
.
.
Teoria Eletrolítica de Arrhenius
(2.ª parte)
Bases
São substâncias que, em solução aquosa, sofrem
dissociação e liberam como único ânion* OH-.
NaOH
água
Na+(aq) +
OH -(aq)
Em geral, bases tem como cátion metal; NH4OH é excessão.
Propriedades das bases
As bases têm sabor adstringente. Reagem com ácidos,
produzindo sal e água.
H2S + Mg(OH)2
base
MgS + 2H2O
sal
Propriedades das bases
Mudam a cor da fenolftaleína, a
qual é incolor, para rosa.
base
Fenolftaleína + ácido
Base em excesso
Algumas bases e seus usos
Base, NaOH
Ácido fórmico
Leite de magnésia
Mg(OH)2 combate azia,
Algumas bases e seus usos
Desinfectante/alvejantes são
fortemente básicos
A cal ou Ca(OH)2 é muito
utilizada em construções
Nomenclatura das bases
Hidróxido de _______________________________
(nome do cátion*)
Exemplos: NaOH é o hidróxido de sódio
Fe(OH)2 é o hidróxido de ferro II
*Cuidado que, às vezes, há mais de um tipo de cátion para o mesmo metal
Sais
São substâncias que, em solução aquosa, sofrem
dissociação e liberam cátion diferente de H+ e ânion
diferente de OH-.
NaBr
água
Na+(aq) +
Diferente de H+
Br -(aq)
Diferente de OH-
Propriedades dos sais
Os sais têm sabor salgado. Cuidado! Jamais prove
substâncias químicas. Muitas delas são venenosas*.
KCN*
água
K+(aq) +
CN -(aq)
Cianureto ou cianeto de potássio é tóxico. Um livro interessantepara ler
nas férias, de Agatha Christie: Um Brinde de Cianureto.
Propriedades dos sais
Na verdade, os sais podem ser considerados como
produto da reação de um ácido como uma base, ou
seja, …
ÁCIDO
+
BASE
→
SAL
+
ÁGUA
Propriedades dos sais
HBr
[H+][Br-]
+
NaOH
NaBr + H2O
[Na+][OH-] = [Na+][Br-] [H+][OH-]
Alguns sais e seus usos
Sal de cozinha,
NaCℓ
Sal de frutas,
NaHCO3
Alguns sais e seus usos
Cálcio dental,
Ca3(PO4)2
Giz,
CaSO4
Nomenclatura dos sais
_____________________de_____________________
(nome do ânion)
(nome do cátion*)
Exemplos: NaCℓ é o cloreto de sódio
CuBr é o brometo de cobre I
*Cuidado que, às vezes, há mais de um tipo de cátion para o mesmo metal
Solubilidade dos sais
Há sais solúveis ou insolúveis* em água.
*Importante saber, quando se quer prever se há ou não reação química.
Óxidos e hidretos
Óxidos são compostos binários (dois elementos)
em que o oxigênio é o mais eletronegativo.
Hidretos são compostos hidrogenados, que apresentam
o hidrogênio como o elemento mais eletronegativo.
Exemplo de óxido: CO é o óxido de carbono II
Exemplo de hidreto: NaH é o hidreto de sódio
*monóxido de carbono
Óxidos e seus usos
Magnetita, ímã natural,
Fe3O4
Extintor de incendio,
CO2
Minério de ferro, hematita,
Fe2O3
Óxidos e seus usos
Nomenclatura dos óxidos
Óxido de____________________________________
(nome do segundo elemento)*
Exemplos: CaO é o óxido de cálcio
CO2 é o óxido de carbono IV
*Cuidado que, às vezes, há mais de NOX para o segundo elemento
Classificação dos óxidos
1. Óxidos básicos são aqueles que apresentam metal
com NOX ≤ 2.
Exemplos; Na2O, CaO, …
Reage com água, formando base ou com ácido,
formando sal e água.
Na2O + H2O → 2NaOH
Na2O + 2HBr → 2NaBr + H2O
Classificação dos óxidos
2. Óxidos ácidos são aqueles que apresentam não-metal
com NOX ≥ 4.
Exemplos; SO2, CO2, …
Reage com água, formando ácido ou com base,
formando sal e água.
SO2 + H2O → H2SO3
CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O
Classificação dos óxidos e “chuva ácida”
Chaminés de certas fábricas, caminhões, ônibus liberam para atmosfera
os gases SO2 e CO2 em demasia, os quais reagem com a água da chuva.
É a chuva ácida!
SO2 + H2O
→ H2SO3(aq)
Ácido sulfuroso
CO2 + H2O → H2CO3(aq)
Ácido carbônico
Classificação dos óxidos
3. Óxidos neutros são aqueles que apresentam não-metal
com NOX < 4.
Exemplos; NO, CO, …
Hidretos
Os hidretos se caracterizam principalmente por reagirem
com água, liberando hidrogênio gasoso.
KH
+
H2O
→
KOH
+
H2
NH3 (amônia), um hidreto importante
Obtenção da amônia …
N2
+
3H2
→
2NH3
(do ar)
Processo Haber-Boch
Aplicação …
NH3 + HX → NH4X (fertilizantes)
NH3 + 2O2 → H2O + HNO3 (fertilizantes e explosivos)
FIM