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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
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