ELETRÓLITOS E NÃO ELETRÓLITOS


Podemos classsificar soluções pela sua capacidade de conduzir ou não eletricidade. Elas serão divididas em soluções eletrolíticas e soluções não eletrolíticas, ou seja as que tem eletrólitos e as que não tem eletrólitos.

Algumas substâncias se dissolvem fornecendo íons à solução. Estes solutos são chamados eletrólitos e suas soluções conduzem eletricidade melhor que o solvente puro. Geralmente os eletrolitos são fornecidos por substancias iônicas como : NaCl, NaOH, ec.

Uma substância que não é eletrólito, um não-eletrólito, não libera íons na solução à medida que se dissolve e assim não influencia a condutividade do solvente (a condutividade elétrica envolve a passagem, através de um meio, de partículas carregadas eletricamente, como íons).

Substâncias sólidas que sofreram fusão também podem fazer o papel de eletrólitos

Preste atenção no resumo abaixo:

Solução ou substância fundida:

Contendo íons conduz eletricidade.

Não contendo íons não conduz eletricidade.

Substância iônica no estado sólido não conduz eletricidade.

Substância iônica no estado fundido ou dissolvida conduz eletricidade.

Substância molecular no estado fundido ou no estado sólido não

conduz eletricidade.

Substância molecular em solução contendo íons conduz eletricidade,

não contendo íons, não conduz eletricidade.

Dissociação

O processo pelo qual os íons são liberados na solução quando se dissolve um soluto é denominado dissociação.

Embora a dissociação eletrolítica ocorra em solventes além da água, consideraremos somente a dissociação em soluções aquosas.

Ambos os solutos: iônico e molecular, podem se dissociar em água. Um exemplo de eletrólito iônico é o cloreto de sódio. Quando NaCl se dissolve, os íons Na+ e Cl- são retirados do retículo cristalino pelos dipolos da água.

Um exemplo de eletrólito molecular é o cloreto de hidrogênio, HCl. Ele é um gás à temperatura ambiente, mas bastante solúvel em água. A molécula de HCl é bastante polar (dipolos de H2O são tão fortemente atraídos em cada extremidade que ela se quebra, isto é, dissocia-se, em um íon H+ e um íon Cl-) .

Quando soluções de NaCl ou HCl são testadas, apresentam uma condutividade elétrica alta.

Por outro lado, HF exibe uma condutividade que, embora mais alta do que a da água pura, é muito mais baixa do que a das soluções de NaCl ou HCl.

A conclusão a ser tirada é que em solução nem todas as moléculas de HF estão dissociadas em íons. Assim, temos duas categorias de eletrólitos:

1. eletrólitos fortes, que existem somente como íons em solução,

2. eletrólitos fracos, que existem como uma mistura de íons e moléculas não dissociadas em solução.

Em uma solução de eletrólito fraco os íons estão em equilíbrio com moléculas não dissociadas.

O grau em que um dado eletrólito em solução está dissociado não é constante, mas aumenta à medida que a solução se torna mais diluída.

Tabela de eletrólitos

Não eletrólitos

Eletrólitos fracos

Eletrólitos fortes

Partículas do soluto

moléculas

moléculas + íons

íons

Equilíbrio entre partículas

Não

Sim

Não

Percentagem de dissociação

0

Entre 0 e 100

100

Exemplos para soluções aquosas

Etanol

sacarose

Ácido acético (principal componente do vinagre)

Hidróxido de sódio (conhecido como soda caústica)


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