11.3: Eletrólitos

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Objetivos de

Ao final desta seção, você poderá:

Defina e dê exemplos de eletrólitos
Faça a distinção entre as mudanças físicas e químicas que acompanham a dissolução de eletrólitos iônicos e covalentes
Relacione a força do eletrólito às forças de atração do solvente soluto

Quando algumas substâncias são dissolvidas na água, elas sofrem uma alteração física ou química que produz íons em solução. Essas substâncias constituem uma importante classe de compostos chamados eletrólitos. Substâncias que não produzem íons quando dissolvidas são chamadas de não eletrólitos. Se o processo físico ou químico que gera os íons é essencialmente 100% eficiente (todo o composto dissolvido produz íons), então a substância é conhecida como eletrólito forte. Se apenas uma fração relativamente pequena da substância dissolvida passar pelo processo de produção de íons, ela é chamada de eletrólito fraco.

As substâncias podem ser identificadas como fortes, fracas ou não eletrólitos medindo a condutância elétrica de uma solução aquosa contendo a substância. Para conduzir eletricidade, uma substância deve conter espécies carregadas e livremente móveis. O mais familiar é a condução de eletricidade através de fios metálicos; nesse caso, as entidades móveis carregadas são elétrons. As soluções também podem conduzir eletricidade se contiverem íons dissolvidos, com a condutividade aumentando à medida que a concentração de íons aumenta. A aplicação de uma voltagem aos eletrodos imersos em uma solução permite avaliar a concentração relativa de íons dissolvidos, seja quantitativamente, medindo o fluxo de corrente elétrica, ou qualitativamente, observando o brilho de uma lâmpada incluída no circuito (Figura 11.6).

Este diagrama mostra três copos separados. Cada um tem um fio conectado a uma tomada de parede. Em cada caso, o fio conduz da parede até o copo e é dividido, resultando em duas extremidades. Uma extremidade leva a uma lâmpada e continua até um retângulo marcado com um sinal de mais. A outra extremidade leva a um retângulo marcado com um sinal de menos. Os retângulos estão em uma solução. No primeiro copo, denominado “Etanol sem condutividade”, quatro pares de pequenas esferas verdes ligadas suspensas na solução entre os retângulos. No segundo copo, denominado “K C l Strong Conductivity”, seis esferas verdes individuais, três marcadas como mais e três marcadas como menos estão suspensas na solução. Cada uma das seis esferas tem uma seta que se estende a partir dela apontando para o retângulo marcado com o sinal oposto. No terceiro copo, denominado “Solução de ácido acético Condutividade fraca”, dois pares de esferas verdes unidas e duas esferas individuais, uma rotulada como mais e outra rotulada como menos são mostrados suspensos entre os dois retângulos. A esfera rotulada com sinal positivo tem uma seta apontando para o retângulo rotulado como menos e a esfera rotulada com menos tem uma seta apontando para o retângulo rotulado como mais.

Figura 11.6 Soluções de não eletrólitos, como o etanol, não contêm íons dissolvidos e não podem conduzir eletricidade. As soluções de eletrólitos contêm íons que permitem a passagem da eletricidade. A condutividade de uma solução eletrolítica está relacionada à força do eletrólito.

Eletrólitos iônicos

A água e outras moléculas polares são atraídas pelos íons, conforme mostrado na Figura 11.7. A atração eletrostática entre um íon e uma molécula com um dipolo é chamada de atração ion-dipolo. Essas atrações desempenham um papel importante na dissolução de compostos iônicos na água.

O diagrama mostra oito esferas roxas rotuladas com K sobrescrito mais e oito esferas verdes rotuladas com C l sobrescrito menos misturado e tocando perto do centro do diagrama. Fora desse conjunto de esferas há dezessete grupos de três esferas, que incluem uma esfera vermelha e duas brancas. Uma esfera vermelha em um desses aglomerados é chamada O. Uma esfera branca é chamada H. Duas das esferas verdes sobrescritas C l menos são cercadas por três dos aglomerados vermelho e branco, com as esferas vermelhas mais próximas das esferas verdes do que as esferas brancas. Uma das esferas K sobrescritas mais roxas é cercada por quatro dos grupos vermelho e branco. As esferas brancas desses aglomerados estão mais próximas das esferas roxas.

Figura 11.7 À medida que o cloreto de potássio (KCl) se dissolve na água, os íons são hidratados. As moléculas de água polar são atraídas pelas cargas nos íons K ⁺ e Cl ⁻. As moléculas de água na frente e atrás dos íons não são mostradas.

Quando os compostos iônicos se dissolvem na água, os íons no sólido se separam e se dispersam uniformemente por toda a solução porque as moléculas de água envolvem e solvatam os íons, reduzindo as fortes forças eletrostáticas entre eles. Esse processo representa uma mudança física conhecida como dissociação. Na maioria das condições, os compostos iônicos se dissociam quase completamente quando dissolvidos e, portanto, são classificados como eletrólitos fortes. Mesmo com moderação, os compostos iônicos solúveis são eletrólitos fortes, pois a pequena quantidade que se dissolve se dissociará completamente.

Considere o que acontece no nível microscópico quando o KCl sólido é adicionado à água. As forças de dipolo de íons atraem a extremidade positiva (hidrogênio) das moléculas de água polar para os íons de cloreto negativos na superfície do sólido e atraem as extremidades negativas (oxigênio) para os íons positivos de potássio. As moléculas de água envolvem íons K ⁺ e Cl ⁻ individuais, reduzindo as fortes forças interiônicas que unem os íons e permitindo que eles se movam para a solução como íons solvatados, como mostra a Figura 11.7. A superação da atração eletrostática permite o movimento independente de cada íon hidratado em uma solução diluída à medida que os íons fazem a transição de posições fixas no composto não dissolvido para íons solvatados amplamente dispersos em solução.

Eletrólitos covalentes

A água pura é um condutor de eletricidade extremamente pobre porque é apenas levemente ionizada — apenas cerca de duas em cada 1 bilhão de moléculas ionizam a 25 °C. A água ioniza quando uma molécula de água libera um próton (íon H ⁺) para outra molécula de água, produzindo íons hidrônio e hidróxido.

H_{2} O (l) + H_{2} O (l) ⇌ H_{3} O^{+} (uma q) + {OH}^{−} (uma q)

Em alguns casos, soluções preparadas a partir de compostos covalentes conduzem eletricidade porque as moléculas do soluto reagem quimicamente com o solvente para produzir íons. Por exemplo, o cloreto de hidrogênio puro é um gás que consiste em moléculas de HCl covalentes. Esse gás não contém íons. No entanto, uma solução aquosa de HCl é um condutor muito bom, indicando que existe uma concentração apreciável de íons dentro da solução.

Como o HCl é um ácido, suas moléculas reagem com a água, transferindo íons H ⁺ para formar íons hidrônio (H _₃ O ⁺) e íons cloreto (Cl ⁻):

Uma equação química é mostrada. À esquerda, dois átomos de hidrogênio estão ligados, cada um com um único traço em um átomo de oxigênio central à esquerda e abaixo do símbolo de oxigênio, que tem dois pares de pontos, acima e à direita do átomo. Um sinal de mais é mostrado à direita, depois um átomo de hidrogênio ligado ao lado esquerdo do átomo de cloro por um único traço com três pares de pontos, acima, à direita e abaixo do símbolo do elemento. Uma seta aponta para os produtos que são três átomos de hidrogênio ligados por traços únicos a um átomo de oxigênio central mostrado entre colchetes com sobrescrito plus. O átomo de oxigênio tem um único par de pontos acima do símbolo do elemento. Isso é seguido por um sinal de mais e C l sobrescrito menos. Esse símbolo é cercado por quatro pares de pontos, acima e abaixo, à esquerda e à direita do símbolo do elemento.

Essa reação é essencialmente 100% completa para o HCl (ou seja, é um ácido forte e, consequentemente, um eletrólito forte). Da mesma forma, ácidos e bases fracos que reagem apenas parcialmente geram concentrações relativamente baixas de íons quando dissolvidos em água e são classificados como eletrólitos fracos. O leitor pode querer revisar a discussão sobre ácidos fortes e fracos fornecida no capítulo anterior deste texto sobre classes de reação e estequiometria.