Grade 11
  1. Conceitos básicos de química  1.1. Importância da Química  1.2. Natureza e escopo da química  1.3. leis da combinação química  1.3.1. Lei da conservação da massa  1.3.2. Lei das proporções definidas  1.3.3. Lei das proporções múltiplas  1.3.4. Lei dos volumes gasosos  1.3.5. Lei de Avogadro  1.4. Teoria atômica de Dalton  1.5. Conceito de mol e massa molar  1.6. Composição percentual  1.7. Fórmula empírica e molecular  1.8. Estequiometria e Cálculos Estequiométricos  1.9. Conceito de reagente limitante
  2. Estrutura do átomo  2.1. Descoberta do elétron, próton e nêutron  2.2. Modelo Atômico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. Modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecânico quântico do átomo  2.4. Dupla natureza da matéria e da radiação  2.5. Princípio da Incerteza de Heisenberg  2.6. Números quânticos  2.7. Orbitais atômicos e suas formas  2.8. Configuração eletrônica dos elementos  2.9. Princípio de Aufbau  2.10. Princípio da exclusão de Pauli  2.11. Regra da máxima multiplicidade de Hund  2.12. Hipótese de de Broglie  2.13. Efeito fotoelétrico
  3. Classificação dos elementos e periodicidade nas propriedades  3.1. Desenvolvimento histórico da tabela periódica  3.2. Lei Periódica Moderna e Tabela Periódica  3.3. Tendências periódicas em propriedades  3.3.1. Raio Atômico e Iônico  3.3.2. Entalpia de ionização  3.3.3. Entalpia de ganho de elétrons  3.3.4. Eletronegatividade  3.3.5. Valência  3.3.6. Propriedades Metálicas e Não Metálicas  3.3.7. Estados de oxidação  3.4. Propriedades Incomuns dos Primeiros Elementos
  4. Chemical Bonding and Molecular Structure  4.1. Abordagem de Kossel–Lewis para ligação química  4.2. Ligação iônica ou eletrovalente  4.3. Ligação covalente e suas características  4.4. Parâmetros de ligação  4.5. Teoria VSEPR  4.6. Teoria do enlace de valência  4.7. Hibridização e seus tipos  4.8. Teoria do orbital molecular  4.8.1. Ordem de ligação e estabilidade  4.9. Ligação de hidrogênio
  5. Estados da matéria  5.1. Forças intermoleculares  5.2. Leis dos Gases  5.2.1. Lei de Boyle  5.2.2. Lei de Charles  5.2.3. Lei de Avogadro  5.2.4. Lei de Dalton das pressões parciais  5.2.5. Lei de Graham da difusão  5.3. Equação do Gás Ideal e Aplicações  5.4. Gases reais e desvios do comportamento ideal  5.5. Teoria cinética molecular dos gases  5.6. Liquefação de gases  5.7. Propriedades dos Líquidos  5.8. Tensão superficial e viscosidade
  6. termodinâmica  6.1. Sistema e ambiente  6.2. Tipos de sistemas em termodinâmica  6.3. Tipos de procedimentos  6.4. Primeira lei da termodinâmica  6.5. Energia interna e entalpia  6.6. Capacidade calorífica e calor específico  6.7. Lei de Hess da soma constante de calor  6.8. Entalpia de dissociação de ligação  6.9. Entalpia de formação e combustão  6.10. Entalpia de solução e neutralização  6.11. Espontaneidade e a segunda lei da termodinâmica  6.12. Energia livre de Gibbs e suas aplicações
  7. Equilíbrio  7.1. O conceito de equilíbrio  7.2. Constante de equilíbrio e suas aplicações  7.3. Princípio de Le Chatelier  7.4. Equilíbrio iônico em soluções  7.5. Teoria de Ácidos e Bases  7.5.1. Conceito de Arrhenius  7.5.2. Conceito de Bronsted-Lowry  7.5.3. Conceito de Lewis  7.6. Escala de pH e pOH  7.7. Efeito do íon comum  7.8. Hidrólise de sais  7.9. Soluções tampão e seu mecanismo de ação  7.10. Equilíbrio de solubilidade de sais pouco solúveis
  8. Reações Redox  8.1. Conceitos de Oxidação e Redução  8.2. Número de oxidação e suas aplicações  8.3. Reações redox em termos de transferência de elétrons  8.4. Balanceamento de reações redox (métodos do número de oxidação e íon-elétron)  8.5. Tipos de reações redox  8.6. Células Eletroquímicas e Reações Redox
  9. Hidrogênio  9.1. Posição do Hidrogênio na Tabela Periódica  9.2. Isótopos do hidrogênio  9.3. Preparação de Hidrogênio  9.4. Propriedades do Hidrogênio  9.5. Hidratos e sua classificação  9.6. Água e água pesada  9.7. Peróxido de hidrogênio e suas propriedades  9.8. Usos do Hidrogênio e Seus Compostos
  10. Elementos do bloco s (metais alcalinos e alcalino-terrosos)  10.1. Elementos do Grupo 1 - Propriedades e Tendências  10.2. Elementos do Grupo 2 - Propriedades e Tendências  10.3. Unusual properties of lithium and beryllium  10.4. Compostos importantes de sódio e seus usos  10.5. Compostos Importantes de Magnésio e Cálcio
  11. Alguns elementos do bloco p  11.1. Introdução Geral aos Elementos do Bloco p  11.2. Elementos do Grupo 13  11.2.1. Boro e seus compostos  11.3. Grupo 14 Elementos  11.3.1. Carbono e seus alótropos  11.3.2. Compostos Importantes de Carbono e Silício
  12. Química Orgânica - Alguns Princípios e Técnicas Básicas  12.1. Classificação e Nomenclatura de Compostos Orgânicos  12.2. Representação estrutural de compostos orgânicos  12.3. Classificação das reações orgânicas  12.4. Efeitos Eletrônicos em Química Orgânica  12.4.1. Efeito indutivo  12.4.2. Efeito de ressonância  12.4.3. Hiperconjugação  12.5. Mecanismo de reação e espécies intermediárias  12.6. Purificação e análise qualitativa de compostos orgânicos
  13. Hidrocarbonetos  13.1. Hidrocarbonetos  13.1.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2. alceno  13.2.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2.2. Reações de adição eletrofílica  13.3. Alcinos  13.3.1. Preparação e Propriedades dos Alcinos  13.4. Aromatic hydrocarbons  13.4.1. Estrutura e propriedades do benzeno  13.4.2. Reações de substituição eletrofílica do benzeno
  14. Química Ambiental  14.1. Poluição Ambiental  14.2. Poluição atmosférica e o efeito estufa  14.3. Poluição da água e métodos de tratamento  14.4. Poluição do solo e seus efeitos  14.5. Resíduos industriais e seu tratamento  14.6. Estratégias para controle da poluição

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Conceito de Arrhenius


O conceito de Arrhenius de ácidos e bases é uma das teorias fundamentais da química que descreve como ácidos e bases se comportam em solução aquosa. Esta teoria foi proposta pelo químico sueco Svante Arrhenius em 1887. Seu trabalho lançou as bases para a compreensão da natureza dos ácidos e bases. De acordo com Arrhenius, existem definições especiais para a estrutura dos ácidos e bases, baseadas na forma como eles interagem com a água.

Entendendo a definição de Arrhenius de ácidos e bases

No conceito de Arrhenius, um ácido é definido como uma substância que aumenta a concentração de íons de hidrogênio (H +) em uma solução aquosa. Quando um ácido se dissolve em água, ele doa íons H + para a solução.

Um exemplo comum de um ácido de Arrhenius é o ácido clorídrico (HCl). Quando o HCl é dissolvido em água, ele se dissocia para formar íons de hidrogênio:

HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq)

Em contraste, uma base de Arrhenius é definida como uma substância que aumenta a concentração de íons hidróxido (OH -) em uma solução aquosa. Quando uma base se dissolve em água, ela doa íons OH - para a solução.

Um exemplo típico de uma base de Arrhenius é o hidróxido de sódio (NaOH). Quando o NaOH é dissolvido em água, ele se decompõe da seguinte forma:

NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)

O papel da água

No conceito de Arrhenius, a água desempenha um papel importante como solvente, fornecendo um meio para que ácidos e bases se dissociem e formem íons. A presença de água permite que os ácidos se dissociem em íons H + e as bases em íons OH-, caracterizando sua natureza ácida ou básica.

Limitações do conceito de Arrhenius

Embora o conceito de Arrhenius forneça uma compreensão básica do comportamento dos ácidos e bases, ele possui algumas limitações. Uma grande limitação é que ele só se aplica a soluções aquosas. Isso significa que ácidos e bases que não se dissociam ou formam íons em água não podem ser descritos efetivamente por esta teoria.

Outra limitação é que esse conceito não leva em conta reações ácido-base que não envolvem a formação de água. Por exemplo, a reação entre amônia (NH 3) e gás cloreto de hidrogênio (HCl) resulta na formação de cloreto de amônio (NH 4Cl), mas essa reação ocorre sem água como solvente:

NH 3 (g) + HCl (g) → NH 4Cl (s)

Conceito de Arrhenius

Para entender melhor o conceito de Arrhenius, podemos imaginar a dissociação de um ácido, como o ácido clorídrico, em água:

HCl H + CL - Separação

Exemplo: Comparação de diferentes ácidos e bases

Agora, vejamos alguns exemplos e entendamos como diferentes ácidos e bases se comportam de acordo com a definição de Arrhenius:

Ácido

  • Ácido sulfúrico (H2SO4): Quando o ácido sulfúrico é dissolvido em água, ele se dissocia para liberar dois íons de hidrogênio: 
    H2SO4 (aq) → 2H+ (aq) + SO42- (aq)
  • Ácido nítrico (HNO3): Quando o ácido nítrico se dissolve em água, ele se dissocia para produzir íons de hidrogênio e íons nitrato: 
    HNO3 (aq) → H+ (aq) + NO3- (aq)
  • Ácido acético (CH3COOH): O ácido acético, quando dissolvido em água, se dissocia parcialmente para liberar íons de hidrogênio: 
    CH3COOH (aq) ⇌ H+ (aq) + CH3COO- (aq)

Bases

  • Hidróxido de potássio (KOH): O hidróxido de potássio se dissocia em água para liberar íons hidróxido: 
    KOH (aq) → K+ (aq) + OH- (aq)
  • Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2): O hidróxido de cálcio se dissocia em água para formar dois íons hidróxido: 
    Ca(OH)2 (aq) → Ca2+ (aq) + 2OH- (aq)
  • Hidróxido de amônio (NH4OH): O hidróxido de amônio é uma base fraca que se dissocia ligeiramente em água: 
    NH4OH (aq) ⇌ NH4+ (aq) + OH- (aq)

Conclusão

O conceito de Arrhenius fornece uma compreensão fundamental de como ácidos e bases se formam, enfatizando seu comportamento na água. Embora esta teoria esteja limitada a soluções aquosas e não explique todas as reações ácido-base, é um passo importante para as teorias mais abrangentes utilizadas pelos químicos hoje em dia. Este conceito oferece uma introdução acessível ao mundo dinâmico da química ácido-base, preparando o caminho para mais descobertas e estudos.


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