Eletroquímica

INTRODUÇÃO
Ácidos e bases estão entre os mais familiares de todos os compostos químicos existentes. Ácido acético no vinagre, cítrico no limão e em outras frutas cítricas, hidróxido de magnésio (leite de magnésia) em antiácidos estomacais e amônia em produtos de limpeza do lar estão entre os ácidos e bases que lidamos com acentuada frequência no nosso dia-a-dia. Outro ácido extremamente importante é o ácido clorídrico, que está presente no suco gástrico e é essencial no auxílio à digestão dos alimentos. É secretado pelo estômago em quantidade que varia entre 1,2 e 1,5 litros por dia.
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A DEFINIÇÃO DE ARRHENIUS

A relação entre o comportamento ácido e a presença de hidrogênio em um composto tornou-se mais clara em 1884 através do químico sueco Svante Arrhenius (1859 – 1927). Arrhenius, através da sua teoria da dissociação eletrolítica, propôs que ácidas são substâncias que contêm hidrogênio e produzem o íon H+ [ H3O+ ] (íon hidrônio) como único cátion, quando em solução aquosa.
Exemplos:
HCl + H2O ==> H3O+ + Cl-
HNO3 + H2O ==> H3O+ + NO3-
H2SO4 + 2H2O ==> 2H3O+ + SO42-
HCN + H2O ==> H3O+ + CN-
Em contrapartida, bases são substâncias que contêm oxidrila (grupo OH) e liberam íons OH- (íons hidróxido) em solução aquosa.
Exemplos:
KOH + H2O ==> K+ + OH-
NaOH + H2O ==> Na+ + OH-
Ca(OH)2 + H2O ==> Ca2+ + 2OH-
Ba(OH)2 + H2O ==> Ba2+ + 2OH-
Na visão de Arrhenius, a neutralização é definida como sendo a combinação do íon H+ com o íon OH- para formar moléculas de H2O.
H+aq + OH-aq ==> H2Oaq
A teoria de Arrhenius aponta para as propriedades de muitos ácidos e bases comuns, mas apresenta importantes limitações. * A teoria de Arrhenius está restrita para soluções aquosas; * Não aponta para a basicidade da amônia (NH3), por exemplo, que não contém grupo OH; * O solvente não desempenha um papel importante na teoria de Arrhenius. Um ácido é esperado para ser um ácido em qualquer solvente. Mas isto se mostra não ser