ELETRÓLITOS

ELETRÓLITOS

Conceito de solução: soluto dissolvido em um solvente.
Classificação das substancias:
Eletrólitos: sofrem alterações químicas em solução e conduzem elétrons (ácidos, bases e sais).
Não eletrólitos: não se modificam em solução e não conduzem elétrons
(ex: sacarose em água).

Nota: um eletrólito condutor em água, não necessariamente se comporta da mesma forma em solvente orgânico.

TEORIA DE ARRHENIUS (1887)
Segundo este cientista, “eletrólitos quando dissolvidos em água, se dissociam em átomos ou agrupamentos de átomos carregados eletricamente”. Hoje chamamos a estes “átomos carregados” de íons.
A dissociação é reversível:
NaCl  Na+ + ClMgSO4  Mg+2 + SO4-2
Ca(OH)2  Ca+2 + 2 OHConsiderando que uma solução com íons é sempre neutra em termos de cargas positivas e negativas.

Grau de Dissociação (á) á = número de moléculas dissociadas número total de moléculas

O valos de á varia de 0 (zero) a 1 (um).
Se á = 0, teoricamente não há dissociação.
Se á = 1, teoricamente a dissociação é total.

Fatores que interferem no grau de dissociação (á): concentração e propriedades físicas como, por exemplo, a temperatura.

Considerando o grau de dissociação, podemos classificar os eletrólitos em dois grupos:
Eletrólitos fortes: são os ácidos fortes, bases fortes e sais. Sendo que segundo a Teoria de Arrhenius estes são considerados como quase completamente dissociados em água, sofrendo assim pequenas variações do grau de dissociação em função da diluição da solução.
Eletrólitos fracos: são os ácidos e bases fracos. Estes se dissociam apenas quando diluídos, sendo que apresentam variações consideráveis do seu grau de dissociação em função da diluição da solução. Quadro 1- Grau de Dissociação de soluções ácidas a 0,1 mol/litro

Substancia
HCl  H+ + ClHNO3  H+ + NO3H3PO4  H+ + H2PO4H2S  H+ + HSHCN  H+ + CNH3BO3  H+ + H2BO3-

Grau de dissociação (á)
0,92
0,92
0,28
0,0007
0,0001
0,0001

Quadro 2- Grau de