QUÍMICA. Substâncias Inorgânicas: dissociação iônica e ionização, conceitos de ácido-base Parte 1. Prof a. Giselle Blois

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1 QUÍMICA Substâncias Inorgânicas: dissociação iônica e ionização, Parte 1 Prof a. Giselle Blois

2 Arrhenius, ao realizar diversos experimentos relacionados com a passagem ou não de corrente elétrica através de soluções aquosas, formulou que se uma substância dissolvida em água, der origens a íons positivos (cátions) e negativos (ânions), elas conduzem eletricidade e são chamadas de soluções iônicas ou eletrolíticas. Porém, se a substância, dissolvida em água, não origina íons, não apresenta capacidade de conduzir eletricidade, logo são chamadas de soluções não-eletrolíticas ou moleculares.

3 SOLUÇÃO CARACTERÍSTICAS EXEMPLO Iônica ou eletrolítica Molecular ou não-eletrolítica - Presença de íons na solução - Conduzem corrente elétrica - Presença de moléculas na solução - Não conduzem corrente elétrica Água + Cloreto de Sódio (H 2 O + NaCl) Água + Açúcar (H 2 O +C 12 H 22 O 11 )

4 Dissociação Iônica: É uma propriedade das substâncias iônicas, ou seja, das substâncias formadas por aglomerados de íons unidos por força eletrostática, que ao interagirem com a água, se separam e se hidratam. Os íons, livres, possuem capacidade de movimento e de orientação quando sujeitos à ação de um campo elétrico externo.

5 Vale lembrar que a água é uma substância formada por moléculas polares, logo o polo negativo (átomo de oxigênio) irá atrair os íons positivos da dissociação iônica enquanto que o polo positivo (átomos de hidrogênio) irá atrair os íons negativos da dissociação iônica, obtendo assim uma solução iônica.

6 Exemplo: NaCl em água. OBS: as moléculas de água que envolvem os íons são chamadas de águas de solvatação.

7 A equação que representa esse processo é: NaCl (s) H 2 O Na + (aq) + Cl - (aq)

8 Ionização: É uma propriedade de algumas substâncias moleculares que, ao entrarem em contato com a água, reagem e dão origem a íons. Exemplo: gás clorídrico (HCl) + água. A água quebra a molécula de HCl e provoca a formação de íons. HCl (g) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq)

9 * A extensão da ionização depende da substância considerada. Grau de ionização (α): (α) = Número de moléculas dissociadas Número de moléculas dissolvidas O grau de ionização varia entre 0 e 1 (ou o e 100%): - Próximo a 0: eletrólito fraco - Próximo a 1: eletrólito forte

10 Regrinha: Componentes Metal e H Metal e Ametal Ametal e Ametal Ametal e H Característica do Composto Iônico Iônico Molecular Molecular

11 TEORIAS DE ÁCIDO BASE - Arrhenius; - Bronsted Lowry; - Lewis.

12 TEORIA DE ARRHENIUS * Químico, físico e matemático sueco Svante August Arrhenius ( ) É baseada em seus experimentos com condutividade elétrica em meio aquoso (1884).

13 ÁCIDOS, segundo Arrhenius: Exemplos: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - HNO 3 + H 2 O H 3 O + + NO 3 - H 2 SO 4 + 2H 2 O 2H 3 O + + SO 4 2-

14 BASES, segundo Arrhenius: Exemplos: NaOH Na + + OH - Ca(OH) 2 Ca OH -

15 TEORIA DE BRÖNSTED-LOWRY De forma independente, o dinamarquês Johannes Nicolaus Brönsted ( ) e o inglês Thomas Martin Lowry ( ), propuseram no mesmo ano uma outra teoria ácido-base. OBS: Nessa caso, próton o íon hidrogênio.

16 Exemplos: 1) O ácido cianídrico doa um próton para a água, que atua, portanto, como base: HCN + H 2 O CN - + H 3 O + ácido base

17 2) Como essa reação é reversível, o íon hidrônio (H 3 O + ) pode doar um próton para o íon CN -. Desta forma, o íon hidrônio (H 3 O + ) atua como ácido e o CN - como base. CN - + H 3 O + HCN + H 2 O base ácido

18 HCN + H 2 O CN - + H 3 O + ácido base base ácido Pares conjugados: HCN / CN - H 3 O + / H 2 O

19 Teoria de Lewis * Lewis: químico americano Gilbert Newton Lewis ( ). Essa teoria é mais abrangente, porém não invalida a teoria de Brönsted-Lowry (todo ácido de Lewis é um ácido de Brönsted e toda base de Lewis é uma base de Brönsted).

20 Para Lewis, uma reação ácido-base consiste na formação de uma ligação covalente coordenada mais estável. Assim, quando uma base de Lewis doa um par de elétrons para uma base de Lewis, ambos formam uma ligação covalente coordenada, em que ambos os elétrons provém de um dos átomos.

21 Exemplo: NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH - base ácido ácido base

22 NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH - - A amônia atua como a base de Lewis e de Brönsted, pois ela doa os seus dois elétrons para o próton, sendo, portanto, a receptora do próton. - A água atua como o ácido de Lewis e de Brönsted, pois ela doa o próton e recebe os elétrons.