Arrhenius

Arrhenius

    BIOGRAFIA 
                                                       


-->Svante August Arrhenius foi um químico russo

-->nasceu no dia 19 de fevereiro de 1859,em Vik

-->faleceu em Estocolmo, no dia 2 de outubro de 1927

-->.. Ele se interessou por condutividade elétrica de soluções aquosas. Neste campo, Arrhenius desenvolveu vários trabalhos, a partir dos quais, ficou conhecido. Ele observou que para substância havia um grau de dissociação especial, ou seja, substâncias diferentes poderiam ter dissociações diferentes. A definição de Arrhenius para ácidos e bases derivou destes trabalhos sobre condutividade elétrica de compostos dissolvidos em água.

Arrhenius também tinha interesses em outras áreas da ciência, como a possibilidade de vida em outras partes do Universo e até mesmo a influência da concentração de CO₂no clima.

-->Arrhenius estudou na Cathedral School de Upsala, após sua família se transferir da cidade de Vik. Iniciou na universidade aos 17 anos. Mais tarde estudou na Universidade de Estocolmo. 
Ensinou física na Escola Técnica Superior da Universaidade de Estocolmo. 
Em 1904, dirigiu o Intituto Nobel de Química e Física até 1927.
Durante seu doutorado na Universidade de Upsala, estudou as propriedades condutoras das dissoluções eletrolíticas. Segundo sua tese de doutorado, as substâncias que sofrem dissolução eletrolítica quando dissolvidas se dissociam formando íons. O grau de dissociação aumenta com o grau de siluição da solução, apenas para os eletrólitos fracos. 
Lord Kenvin contestou muito seus trabalhos, mas foi apoiado por Jacobus Van´t Hoff e Wilhelm Ostwald. 
Mais tarde, a sua teoria foi aceita e uma das bases da físico-química e da eletroquímica. 
Foi nomeado reitor do Real Intituto de Tecnologia de Estocolmo em 1896.
-->Sua concepção científica lhe valeu a obtenção do Nobel de Química de 1903, "em reconhecimento dos extraordinários serviços prestados ao avanço da química através de sua teoria da dissociação eletrolítica”. Além disso, trabalhou em diversos ramos da físico-química, como velocidade das reações , sobre a prática da imunização e sobre astronomia . Como consequência, em 1889, descobriu que a velocidade das reações químicas aumenta com a temperatura , numa relação proporcional com a concentração de moléculas existentes. Em 1909 foi membro estrangeiro da Royal Society . Em 1911, durante uma visita aos Estados Unidos , foi condecorado com o primeiro Prêmio Willard Gibbs e, em 1914, recebeu o Prêmio Faraday Lectureship
Foi membro estrangeiro da Royal Society em 1909. 
Durante uma visita aos Estados Unidos, foi condecorado com a primeira medalha Willard Gibbs em 1911. Em 1914 recebeu a medalha Faraday. 

               postado por ,THAYNá e Tais *)
IMAGENS ILUSTRATIVAS COM LEGENDA

Arrhenius

                                                       Arrhenius estudando seus experimentos

                                                                          Arrhenius jovem

Arrhenius na Academy of Sciences.

postado por TAIS

                      Contribuições Científicas

                    

Teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius

Teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius - Quando uma substância dissolve-se em água, vai-se dividindo em partículas cada vez menores. Em alguns casos, essa divisão pára nas moléculas e a solução não conduz a corrente elétrica. Em outros casos, a divisão vai além de moléculas; estas se dividem em partículas ainda menores, com carga elétrica, denominadas íons. Nestes casos, a solução conduz a corrente elétrica.

Condutividade elétrica de substâncias puras (100%)

Composto iônico: conduz somente quando fundido.

Composto molecular: não conduz em nenhum estado físico.

Condutividade elétrica em solução aquosa

Composto iônico: conduz.

Composto molecular: conduz ou não, dependendo do fato de haver ou não reação de ionização entre o composto dissolvido e a água.

ELETRÓLITOS E NÃO-ELETRÓLITOS

Soluções eletrolíticas são as que conduzem a corrente elétrica. São soluções iônicas. Ácidos, bases e sais dão soluções eletrolíticas.

Eletrólitos são as substâncias que dão soluções eletrolíticas ou iônicas. Ácidos, bases e sais são eletrólitos.

Soluções não-eletrolíticas não conduzem a corrente elétrica. São soluções moleculares.

Não-eletrólitos são as substâncias que dão soluções não-eletrolíticas ou moleculares.

CONCEITO DE ÁCIDO DE ARRHENIUS

Conceito de ácido de Arrhenius - Substância, em solução aquosa, que libera como cátions somente íons H+.
Conceito atualizado de ácido de Arrhenius - Substância, em solução aquosa, que libera como cátions somente íons H3O+ (íons hidrônio ou hidroxônio).

CONCEITO DE BASE DE ARRHENIUS

Conceito de base de Arrhenius - Substância, em solução aquosa, que libera como ânions somente íons OH- (íons hidroxila ou oxidrila).

CONCEITO DE SAL DE ARRHENIUS

Conceito de sal de Arrhenius - Substância formada na reação de neutralização entre um ácido e uma base, com eliminação de água.
Equação de neutralização de um ácido de Arrhenius por uma base de Arrhenius:

H⁺_(aq) + OH^-_(aq) ® H₂O

                                                     Teoria da Panspermia de Arrhenius


                                                    

                                                                  Dissociação e Ionização


 
                                           
                           Arrhenius verificou que algumas soluções aquosas conduziam corrente elétrica e outras não
Postado por: Luisa, Mariana e Sarah

     Substância iônica sofrendo dissociação:

                        H₂O

NaCl(s)     _________    Na⁺ (aq)     +     Cl^- (aq)

           H₂O

    HCl       __________   H₃O⁺ (aq)     +     Cl^- (aq)

Soluções não-eletrolíticas: são aquelas que não conduzem eletricidade.

FUNCÕES INORGÂNICAS

Para facilitar o estudo da Quimica, as substâncias são divididas em grupos, chamados funções químicas, que apresentam propriedades semelhantes. As principais funções inorgânicas são: Ácidos, Bases, Saise Óxidos.

ÁCIDOS

Antes de Arrhenius formular sua teoria, os ácidos eram conceituados através de uma série de propriedades comuns, como:

·         Apresentam sabor azedo.

·         Tornam vermelho o papel de tornassol azul.

·         São incolores na presença de fenolftaleína.

·         Conduzem corrente elétrica.

·         Quando adicionados ao mármore e a outros carbinatos, produzem efervescência, com liberação de gás carbônico (CO2).

De acordo com a teoria de Arrhenius, os ácidos são substâncias que em solução aquosa sofrem ionização, liberando como cátions somente H⁺.

Exemplos:

H2O

HNO3     __________        H⁺ (aq)      +      NO₃^- (aq)

H₂CO₃   __________       2H⁺ (aq)      +     CO₃^2- (aq)

Classificação dos ácidos

·         Quanto ao número de Hidrogênios ionizáveis:

Monoácidos: HBr; HNO₃; HCl

Diácidos: H₂S; H₂SO₄

Triácidos: H₃PO₄

Exceções:        H3PO3 – diácido

H3PO2 – monoácido

·         Quanto à presença de Oxigênio:

Hidrácidos: ácidos sem oxigênio: HF; HCl; HBr; HI; H₂S; HCN.

Oxiácidos: ácidos com Oxigênio: HNO₃; H₂CO₃; H₂SO₄; H₃PO₄.

·         Quanto ao número de elementos:

Binário: HCl; HBr.

Ternário: HCN; HNO₃.

Quaternário: HCNO; HCNS.

Nomenclatura dos ácidos

Para hidrácidos, ácidos sem Oxigênio:

Ácido  +  nome do elemento  +   ídrico.

Exemplos:

HCL – ácido clorídrico.

H₂S – ácido sulfídrico

Hbr – ácido bromídrico

Para oxiácidos, ácidos com Oxigênio:

                                                                       oso

Ácido  +  nome do elemento  +              ou

                                                                       ico

oso – menor número de átomos de oxigênio

ico – maior número de átomos de oxigênio

Para relacionar o nome do ácido com o nome do seu âniom, usamos a seguinte regra:

Veja a relação entre os nomes do ânion e do ácido correspondente e alguns exemplos:

Nos ácidos de enxofre e fósforo, ocorrem pequenas modificações na nomenclatura:

Exemplo:        H2SO4            –          ácido sulfúrico

H₂SO₃              –          ácido sulfuroso

H₃PO₄              –          ácido fosfórico

H₃PO₃              –          ácido fosforoso

BASES

Antes da teoria de Arrhenius, as bases eram conceituadas por uma série de propriedades comuns, tais como:

·         Possuem sabor adstringente, isto é, “amarram a boca”.

·         Tornam a pele lisa e escorregadia.

·         Tornam azul o papel de tornassol vermelho.

·         Avermelham a fenolftaleína.

·         Conduzem corrente elétrica.

De acordo com a teoria de Arrhenius, bases são substâncias que em solução aquosa sofrem dissociação, liberando como único tipo de ânion os íons OH (hidroxila ou oxidrila).

Exemplo:

  H₂O

NaOH  ______  Na+ (aq)    +     OH- (aq)

    H₂O

Ca(OH)₂ ______  Ca₂+ (aq)   +   2 OH- (aq)

CLASSIFICAÇÃO DE BASES

·         Quanto ao número de hidroxilas (OH):

Monobase: NaOH, KOH.

Dibase: Ca(OH)2, Ba(OH)2.

Tribase: AL(OH)3.

                                       

NOMENCLATURA DAS BASES

Se o cátion possue apenas uma valência (carga fixa), basta escrever:

Hidróxido    de    nome do cátion.

Exemplos:

NaOH – Hidróxido de Sódio.

Ca(OH)₂ – Hidróxido de Cálcio.

Al(OH)₃ – Hidróxido de Alumínio.

Se o cátion possue duas valências (carga variável), usamos algarismos romanos ou a terminação OSO (para a menor carga) ou ICO (para a maior carga).

Exemplos:

                           Fe²⁺   e    Fe³⁺

Fe(OH)₂   –   hidróxido de ferro II ou Hidróxido ferroso.

FE(OH)₃    –   hidróxido de ferro III ou Hidróxido férrico.

                            Au⁺   e   Au³⁺

AuOH   –   hidróxido de ouro I ou hidróxido auroso.

Au(OH)₃   –   hidróxido de ouro III ou hidróxido áurico.

                                      TABELA DE CÁTIONS

                                               
                                                    SAIS

São compostos formados da união (reação) entre ácidos e bases.

                   Ácido + Base   ______   Sal  +  Água

Exemplo:        
                       HCL   +   NaOH      ====>     NaCl    +     H₂O 

CLASSIFICAÇÃO    DOS    SAIS

·        Quanto à sua obtenção:

Sais neutros: obtidos a partir da neutralização total de um ácido por uma base.

H₂S   +   2 KOH  _________   K₂S   +   2 H₂O

                                                                                 Sal neutro

Sais básicos: obtidos pela neutralização parcial de uma base (sobram ânions OH^-)

H₂SO₄   +   Al(OH)₃   __________   Al(OH)SO₄   +   2 H₂O

                                                                                          Sal básico

Sais ácidos: obtidos pela neutralização parcial de um ácido (sobram cátions H⁺ ionizáveis)

H2SO4   +    NaOH   _________    NaHSO4    +     H2O

                                                                                              Sal ácido

·         Quanto à presença de Oxigênio

Sais oxigenados ou oxisais: contém oxigênio.

CaCO₃; Na₂SO₄; KClO₃.

Sais não – oxigenados: não contém oxigênio.

NaI; AlCl₃; Fe [ Fe (CN)₆  ]

NOMENCLATURA DOS SAIS

Nome do ânion   de   nome do cátion  (valência).

Exemplos:

NaNO3   -   nitrato de sódio

FeCl2   -   cloreto de ferro II ou cloreto ferroso

FeCl3   -   cloreto de ferro III ou cloreto férrico.

ÓXIDOS

Óxidos: são compostos binários oxigenados nos quais o Oxigênio é o elemento mais eletronegativo.

    

E_XO_Y

Exemplos:       NO₂; CO; CO₂; CaO; Fe₂O₃

Classificação dos óxidos

Óxidos ácidos: são óxidos moleculares, geralmente não – metais, que:

·         Reagem com água formando ácidos.

·         Reagem com bases formando sal + água.

Exemplos:     SO₃   +    H₂O    =======>   H₂SO₄

                  SO₃   +   2 NaOH   ===>   Na₂SO₄   +   H₂O

Óxidos básicos: são óxidos iônicos, geralmente de metais, que:

·         Reagem com água formando bases.

·         Reagem com ácidos formando sal + água.

Exemplos:      CaO   +   H₂O _______   Ca(OH)  
                   CaO   +   2 HCl _______  CaCl₂   +   H₂O

Óxidos anfóteros: são óxidos que reagem tanto com ácidos como com bases.

Exemplos:       Al2O3; ZnO; PbO.

Óxidos neutros ou indiferentes: não reagem com água, nem com ácido, nem com base.

Exemplos:       CO; NO; N₂O.

Peróxidos: apresentam dois átomos de oxigênio ligados entre si.

Exemplos:       Na₂O₂; Ca₂O₂; H₂O₂.

NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS

Os óxidos formados por não – metais ligados a Oxigênio são classificados como Óxidos Moleculares e tem seu nome estabelecido pela seguinte regra:

               Prefixo que indica                                                Prefixo que indica

                    quantidade          +    óxido de       +        a quantidade          +     nome do elemento

                    de Oxigênio                                          do outro elemento

Exemplos:

CO = monóxido de carbono

CO2 = dióxido de difósforo

P2O5 = pentóxido de difósforo

Os óxidos formados por metais geralmente são óxidos iônicos e neles o oxigênio apresenta carga -2. Seu nome é formado da seguinte maneira:

Óxido de nome do elemento (valência)

Exemplos:       Na2O = óxido de sódio

                        Fe2O3 = Óxido de Ferro III

NÚMERO DE OXIDAÇÃO

O número de oxidação ou Nox, é a carga real ou aparente que um átomo adquire em função da diferença de eletronegatividade entre eles e os seus ligantes, numa ligação química.

·         O nox de um elemento em uma substância simples é sempre zero, pois não há nem perda e nem ganho de elétrons.

Exemplos:                  H₂ : Nox_H   =  0

                                   O₃ : Nox_O   =  0

Fe : Nox_Fe   =  0

·         O Nox de um íon simples é igual à sua carga (é a própria definição de Nox).

Exemplos:                  Na⁺ : Nox_Na  =  + 1

S^{2 -} : Nox_S  =  - 2

·         O Nox do Hidrogênio em compostos é + 1, com exceção dos compostos com metal, em que o Nox_H = -1

Exempos:                   H₂O : Nox_H  =  + 1

NaH : Nox_H  =  - 1

·         O Nox do Oxigênio nos compostos é – 2, com exceção dos compostos com Flúor (O₂F₂  e  OF₂).

Exemplos:                  H₂O  :  Nox_O  =  - 2

H₂O₂ :  Nox_O  =  - 1

O₂F₂  :  Nox_O   =  + 1

OF₂   :  Nox_O  =  + 2

A soma algébrica dos Nox de todos os átomos de uma molécula é sempre igual a zero (o número de elétrons cedidos é sempre igual ao número de elétrons recebidos).

Exemplos:

          H₂ O                                              Na₂  S                                    H₂ S O₄

    Nox : + 1, - 2                                 Nox : + 1, - 2                      Nox :  + 1,  + 6,  - 2

Soma :  + 2  –  2  =  0                   Soma :  + 2 - 2  =  0           Soma :  + 2,  + 6,  - 8  =  0

A soma algébrica dos Nox dos elementos em um íon composto é igual à sua carga (a carga do íon indica que houve perda ou ganho de elétrons).

Exemplos:

N  H₄⁺                                     Cr₂  O₇^2-

       Nox :  - 3,  + 1                      Nox :    +   6   -   2

            Soma :  -  3  +  4  =  +  1        Soma :  +   12   -   14   =   - 2

Para se determinar o Nox de algum átomo numa molécula, usam-se os Nox conhecidos.

Exemplo:                                                      

H₄     P₂     O₇

         Nox :  +  1   x   -  2

Soma:  +  4  +  2x  -  14  =  0

2x  =  10

    x = 5

      Nox_P  =  + 5

 

tabela de ácido: pH de 0 a 6, neutro:7 e base: pH de 8 a 14
Postado por: Sarah,Mariana e Luisa

EQUIPE:SARAH TELES,TAIS XIMENES,THAYNA BASILIO,LUIZA MORAIS E MARIANA GONÇALVES