Condutividade e Dissociação Eletrolítica

Campus Capivari

Experimento sobre :
Condutividade e Dissociação Eletrolítica

Emerson Ricardo da Silva
Prontuário: 120130-1
Disciplina: AQL
Professora: Silvânia Mendes Moreschi

1- Introdução
Algumas substâncias quando em meio aquoso são capazes de conduzir eletricidade. Isso se deve porque há uma dissociação de átomos em íons com carga elétrica positiva (cátion) e negativa (ânion). Estas substâncias são chamadas de eletrólitos e ocorre uma migração de cátions e íons na solução dos eletrólitos.
Para classificarmos o grau de condutibilidade elétrica de um eletrólito devemos levar em consideração a concentração, o grau de ionização, a natureza do solvente. Dessa forma podemos dividir em solução eletrolíticas e não eletrolítica, segundo sua capacidade de conduzir ou não eletricidade.
A água é considerada um solvente universal justamente porque a maioria das substâncias (principalmente os eletrólitos) são dissolvidas em água e por isso foi escolhida para o experimento.
2- Fundamentação teórica
Teoria de Arrhenius (1884)
Baseado em seus experimentos com condutividade elétrica em meio aquoso, o químico, físico e matemático sueco Svante August Arrhenius (1859-1927) propôs, em 1884, os seguintes conceitos para definir ácidos e bases:

Assim, genericamente, temos:
H+ + H2O → H3O+
Exemplos:
HCl + H2O → H3O++ Cl-
HNO3+ H2O → H3O+ + NO3-
H2SO4+ 2H2O → 2H3O+ + SO42-

Exemplos:
NaOH → Na + + OH-
Ca(OH)2 →Ca2+ + 2 OH-
Teoria de Bronsted - Lowry (1923)
A grande vantagem da teoria dos ácidos e bases de Bronsted - Lowry está na abordagem do meio em que estão presentes estas substancias. Enquanto a teoria clássica ficou restrita a meios aquosos, onde ácidos liberam íons hidrogênio e bases liberam hidroxila, esta foi mais além, mostrando que o próton de hidrogênio é o responsável pelo caráter ácido-básico. Tendo em vista que provou ser uma