Teoria Eletrolítica de Arrhenius (1.ª parte)

1. TeoriaEletrolítica de Arrhenius (1.ª parte)

2. 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)

3. Atividade experimental . . . A lâmpada acende, provando que há passagem de corrente elétrica através da solução. Esse tipo de solução é chamado de solução eletrolítica .

4. 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).

5. 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)

6. 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)

7. Grau de ionização Verifica-se que a condutividade elétrica em soluções de sal ou NaCℓ, por exemplo, é alta (luminosidade forte da lâmpada).

8. Grau de ionização Verifica-se que a a condutividade na solução de vinagre (ácido acético, CH3COOH) é muito baixa (luminosidade fraca).

9. 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

10. Grau de ionização A grandeza que mede a quantidade em porcentagem das moléculas que sofrem ionização é chamada grau de ionização ().

11. 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.

12. 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

13. 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

14. Ácidos São substâncias que, em solução aquosa, sofrem ionização e liberam como único cátion* H+. HCℓ águaH+(aq)+ Cℓ -(aq) * HCℓ + H2OH3O++ Cℓ -

15. Propriedades dos ácidos Os ácidos têm esse nome por causa do sabor azedo. Reagem com metais liberando hidrogênio gasoso. H2SO4+ MgH2+ MgSO4

16. Propriedades dos ácido Liberação de gás hidrogênio (bolhas). 2HBr+ FeH2+ FeBr2

17. Alguns ácidos e seus usos Acidulante de refrigerantes. Presente no suco gástrico. Eletrólito de baterias.

18. 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”

19. Nomenclatura (oxiácidos, i.é., com oxigênio) Ácido _______________________________________ (nome do ânion*) . Exemplo: HNO2 é o ácido nitroso 1.º caso: *troca “ito” por “oso”

20. 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.

21. 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 .

22. FIM DA PRIMEIRA PARTE ! Vêm aí bases, sais, hidretos. .

23. . TeoriaEletrolítica de Arrhenius (2.ª parte)

24. Bases São substâncias que, em solução aquosa, sofrem dissociação e liberam como único ânion* OH-. NaOHáguaNa+(aq)+ OH-(aq) Em geral, bases tem como cátion metal; NH4OH é excessão.

25. Propriedades das bases As bases têm sabor adstringente. Reagem com ácidos, produzindo sal e água. H2S+ Mg(OH)2MgS +2H2O base sal

26. Propriedades das bases Mudam a cor da fenolftaleína, a qual é incolor, para rosa. Base em excesso base Fenolftaleína + ácido

27. Algumas bases e seus usos Base, NaOH Ácido fórmico Leite de magnésia Mg(OH)2 combate azia,

28. Algumas bases e seus usos Desinfectante/alvejantes são fortemente básicos A cal ou Ca(OH)2 é muito utilizada em construções

29. 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

30. Sais São substâncias que, em solução aquosa, sofrem dissociação e liberam cátion diferente de H+ e ânion diferente de OH-. NaBráguaNa+(aq)+ Br-(aq) Diferente de H+ Diferente de OH-

31. Propriedades dos sais Os sais têm sabor salgado. Cuidado! Jamais prove substâncias químicas. Muitas delas são venenosas*. KCN*águaK+(aq)+ CN-(aq) Cianureto ou cianeto de potássio é tóxico. Um livro interessantepara ler nas férias, de Agatha Christie: Um Brinde de Cianureto.

32. 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

33. Propriedades dos sais HBr + NaOHNaBr+ H2O [H+][Br-][Na+][OH-] = [Na+][Br-][H+][OH-]

34. Alguns sais e seus usos Sal de cozinha, NaCℓ Sal de frutas, NaHCO3

35. Alguns sais e seus usos Cálcio dental, Ca3(PO4)2 Giz, CaSO4

36. 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

37. Solubilidade dos sais Há sais solúveis ou insolúveis* em água. *Importante saber, quando se quer prever se há ou não reação química.

38. 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

39. Óxidos e seus usos Magnetita, ímã natural, Fe3O4 Extintor de incendio, CO2

40. Óxidos e seus usos Minério de ferro, hematita, Fe2O3

41. 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

42. Classificação dos óxidos 1. Óxidos básicos são aqueles que apresentam metal com NOX ≤ 2. Exemplos; Na2O, CaO, … Reage com água, formando baseou com ácido, formando sal e água. Na2O + H2O → 2NaOH Na2O + 2HBr → 2NaBr + H2O

43. 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

44. Classificação dos óxidose“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

45. Classificação dos óxidos 3. Óxidos neutros são aqueles que apresentam não-metal com NOX < 4. Exemplos; NO, CO, …

46. Hidretos Os hidretos se caracterizam principalmente por reagirem com água, liberando hidrogênio gasoso. KH + H2O → KOH + H2

47. 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)

48. FIM