Soluções Eletrolíticas

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1 Soluções Eletrolíticas Professor Mestre: Alexandre Ferreira Disciplina: Química 01

2 Química Geral Conceito. Representações Ionização e dissociação. Como identificar uma solução eletrolítica. Diferenciação de solução não eletrolítica de solução eletrolítica. Força de ácidos melhor solução eletrolítica. Solubilidade de bases melhor solução eletrolítica.

3 Soluções eletrolíticas: São denominadas soluções eletrolíticas, as que conduzem energia elétrica. Exemplos: Soluções aquosas de NaCl (sal), NaOH (base), HCl(ácido). Compostos NaCl, NaOH, HCl são denominados eletrólitos.

4 Svante August Arrhenius Químico Suéco, nasceu em 1859, e morreu em A Teoria da Dissociação Eletrolítica do químico sueco Arrhenius, diz respeito ao fato das transformações poderem voltar ao estado anterior em sentido oposto, ou seja elas são consideradas reversíveis, pois elas ocorrem nos dois sentidos, sendo assim equacionadas com dupla seta, sendo uma contraria da outra.

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6 Como funciona a identificação de uma solução eletrolítica?

7 Como identificamos se a solução é ou não eletrolítica?

8 CLASSIFICAÇÃO : As soluções aquosas são classificadas de acordo com sua condutividade elétrica da seguinte maneira: Soluções eletrolíticas: São aquelas que apresentam íons livres, que sejam por dissociação iônica como por ionização. Dessa forma, ocorre condução de energia elétrica já que as cargas (na forma de íons) possuem liberdade de movimento. Soluções não eletrolíticas: São aquelas que não apresentam cargas livres na forma de íons. Dessa maneira não conduzem energia elétrica.

9 Testando a condutividade elétrica de algumas soluções utilizando a aparelhagem acima, verificou-se que: Materiais Solução de sal de cozinha (NaCl) Solução de ácido clorídrico (HCl) Solução de açúcar (sacarose) Água destilada (pura) Água potável (torneira) Condutibilidade elétrica Conduz Conduz Não conduz Não conduz Conduz

10 Explicação microscópica: O sal de cozinha é representado pela substância cloreto de sódio NaCl que é um composto iônico constituído pelos íons Na + e Cl organizados através de um retículo cristalino. Quando o retículo cristalino de cloreto de sódio entra em contato com a água, ocorre uma separação dos íons, fenômeno denominado de dissociação iônica. Os íons livres obtidos após a dissociação são os responsáveis pela condutividade elétrica. Este processo de dissociação iônica pode ser representado através da seguinte equação: NaCl(s) Na + (aq) + Cl (aq)

11 O açúcar é representado pela substância sacarose C 12 H 22 O 11 de natureza molecular. A molécula de sacarose não possui íons e também não originou íons em presença de água, o que explica o fato da não condutibilidade elétrica. Quando as moléculas de sacarose foram colocadas em presença de água, ocorreu apenas uma separação das moléculas, fenômeno denominado de dissociação molecular.

12 O cloreto de hidrogênio (HCl) é um composto molecular, ou seja, não é constituído por íons. No entanto, quando adicionado em água, originou uma solução condutora de eletricidade, que indica que a solução resultante possui íons. Como isto ocorre? Quando o cloreto de hidrogênio é borbulhado na água, admite-se que ocorra uma quebra na ligação covalente entre o átomo de hidrogênio e o átomo de cloro, pela molécula de água, originando os íons H + e Cl, responsáveis pela condutibilidade elétrica da solução. A este fenômeno, onde os íons foram produzidos a partir de um composto molecular (sem íons) é denominado de ionização, que pode ser representado esquematicamente por: HCl(g) H + (aq) + Cl (aq)

13 ATENÇÃO! Ácido HCl (l) Não conduz e Solução de HCl (aq) Conduz. Sal NaCl (s) Não conduz e Solução de NaCl (aq) e fundido Conduz. Base NaOH (s) puro Não conduz e Solução de NaOH (aq) e fundido Conduz. Composto Molecular Sacarose(s) puro Não conduz e Solução de Sacarose (aq) não conduz.

14 INTENSIDADE DA LÂMPADA SOLUÇÕES MAIS ELETROLÍTICAS 1 ÁCIDOS: Quanto mais FORTE há maior ionização = presença de mais íons na solução. 2 BASES: Quanto mais SOLÚVEIS = quanto maior for a solubilidade da base em água mais íons há na solução.

15 ÁCIDOS: 1- ÓXIÁCIDOS: = 0 : Fraco =1 : Moderado > ou = 2 : Forte. FORÇA = Nº (O) Nº (H) HBrO 4 Forte ; H 3 PO 4 Moderado; HFO Fraco. 2 HIDRÁCIDOS: Determinados de forma experimental. Fortes: HCl; HBr e HI Halogênios ligados ao Hidrogênio ( Família 17 ou 7A) exceto o HF. Moderado: HF único e é um Halogênio também. Fracos : HCN, H 2 S... Os demais elementos que não pertencem aos Halogênios. BASES: SOLUBILIDADE Família 1A - Todos : NaOH, KOH... E NH 4 OH = Hidróxido de Amônio. POUCO SOLÚVEIS Família 2A - todos exceto o Be (Berílio): Be(OH) 2 e o (Magnésio): Mg(OH) 2 INSOLÚVEIS As demais famílias.