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)

A lâmpada acende, provando que há passagem de corrente elétrica através da solução.

Esse tipo de solução é chamado de solução eletrolítica .

Atividade experimental . . .

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).

Quando um eletrólito é iônico, a sua dissolução em água possibilita a separação dos íons do retículo cristalino.

Esse fenômeno é chamado dissociação iônica.

Dissociação x ionização

NaCℓ    água       Na+(aq) + Cℓ-

(aq)

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.

Dissociação x ionização

HCℓ + H2O           H3O+(aq) + Cℓ-

(aq)

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

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

A grandeza que mede a quantidade em porcentagem das moléculas que sofrem ionização é chamada

grau de ionização ().

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 . . .

Á c i d o s

B a s e s

S a i s

As funções inorgânicas

Considerando-se outros critérios, há também outras funções inorgânicas . . .

Ó x i d o s

H i d r e t o s

Ácidos

São substâncias que, em solução aquosa, sofrem ionização e liberam como único cátion* H+.

HCℓ água H+(aq) + Cℓ -

(aq)

* HCℓ + H2O 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

2HBr + Fe H2 + FeBr2

Liberação de gás hidrogênio (bolhas).

Alguns ácidos e seus usos

Presente no suco gástrico.Acidulante

de

refrigerantes.

Eletrólito de baterias.

Nomenclatura (hidrácidos, i.é., sem oxigênio)

Ácido _______________________________________

(nome do ânion*)

*Consultando a tabela de cátions e ânions,

troca-se “eto” por “ídrico”

.Exemplo: HBr é o ácido bromídrico

Nomenclatura (oxiácidos, i.é., com oxigênio)

Ácido _______________________________________

(nome do ânion*)

1.º caso: *troca “ito” por “oso”

.Exemplo: HNO2 é o ácido nitroso

Nomenclatura (oxiácidos, i.é., com oxigênio)

Ácido _______________________________________

(nome do ânion*)

2.º caso: *troca “ato” por “ico”

e tornando proparoxítono.

.Exemplo: HNO3 é o ácido nítrico

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 MgS + 2H2Osalbase

Propriedades das bases

Mudam a cor da fenolftaleína, a qual é incolor, para rosa.

Fenolftaleína + ácido

base

Base em excesso

Ácido fórmico

Algumas bases e seus usos

Base, NaOH

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*)

*Cuidado que, às vezes, há mais de um tipo de cátion para o mesmo metal

Exemplos: NaOH é o hidróxido de sódio

Fe(OH)2 é o hidróxido de ferro II

Sais

São substâncias que, em solução aquosa, sofrem dissociação e liberam cátion diferente de H+ e ânion

diferente de OH-.

NaBr água Na+(aq) + Br -

(aq)

Diferente de H+ Diferente de OH-

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

Os sais têm sabor salgado. Cuidado! Jamais prove substâncias químicas. Muitas delas são venenosas*.

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 + NaOH NaBr + H2O

[H+][Br-] [Na+][OH-] = [Na+][Br-] [H+][OH-]

Alguns sais e seus usos

Sal de cozinha, NaCℓ

Sal de frutas,NaHCO3

Alguns sais e seus usos

Giz,CaSO4

Cálcio dental,Ca3(PO4)2

Nomenclatura dos sais

_____________________de_____________________

(nome do ânion) (nome do cátion*)

*Cuidado que, às vezes, há mais de um tipo de cátion para o mesmo metal

Exemplos: NaCℓ é o cloreto de sódio

CuBr é o brometo de cobre I

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

Exemplo de óxido: CO é o óxido de carbono II

Exemplo de hidreto: NaH é o hidreto de sódio

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.

*monóxido de carbono

Óxidos e seus usos

Extintor de incendio,CO2

Magnetita, ímã natural,Fe3O4

Óxidos e seus usos

Min

ério

de

ferr

o, h

emat

ita,

Fe 2

O3

Nomenclatura dos óxidos

Óxido de____________________________________

(nome do segundo elemento)*

*Cuidado que, às vezes, há mais de NOX para o segundo elemento

Exemplos: CaO é o óxido de cálcio

CO2 é o óxido de carbono IV

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