Svante August Arrhenius foi um químico sueco, nasceu no dia 19 de fevereiro de 1859, em Vik, e faleceu aos 68 anos, em Estocolmo, no dia 2 de outubro de 1927). Recebeu o prêmio Nobel da Química de 1903, "em reconhecimento dos serviços extraordinários concedidos ao avanço da Química pela sua teoria eletrolítica da dissociação".

   Entrou aos 8 anos na escola da Catedral de Vik, tendo proeminência em física e matemática, sendo o aluno mais jovem a graduar-se em 1876. A sua família mudou-se para a cidade de Upsala, e ele entrou na Universidade da mesma cidade quando tinha 17 anos. Posteriormente estudou na Universidade de Estocolmo. Ensinou classes de física na Escola Técnica Superior desta Universidade (1891-1895), alcançando o grau de catedrático na mesma (1895-1904). Em 1904 passou a dirigir o Instituto Nobel de Química e Física (1905-1927).    Sendo estudante, preparando-se para o doutoramento na Universidade de Upsala, investigou as propriedades condutoras das dissoluções eletrolíticas, que formulou na sua tese. A sua teoria afirma que nas dissoluções eletrolíticas, os compostos químicos dissolvidos, se dissociam em iões, mantendo a hipótese de que o grau de dissociação aumenta com o grau de diluição da solução, o que se verificou ser válido apenas para os eletrólitos fracos. Acreditando que a teoria estava errada, a sua tese foi aprovada com a qualificação mínima possível. Esta teoria foi objeto de muitos ataques, especialmente por Lord Kelvin, sendo apoiada por Jacobus Van't Hoff, em cujo laboratório havia trabalhado como bolsista estrangeiro (1886-1890), e por Wilhelm Ostwald. Posteriormente esta teoria foi aceite por todos, convertendo-se num dos pilares da físico-química, no ramo da  eletroquímica. Sua concepção científica valeu-lhe a obtenção do Nobel de Química de 1903, "em reconhecimento dos extraordinários serviços prestados ao avanço da química através de sua teoria da dissociação eletrolítica”.

   Além disso, trabalhou em diversos ramos da físico-química, como velocidade das reações, sobre a prática da imunização e sobre astronomia. Como conseqüência, em 1889, descobriu que a velocidade das reações químicas aumenta com a temperatura, numa relação proporcional com a concentração de moléculas existentes.

Em 1909 foi membro estrangeiro da Royal Society. Em 1911, durante uma visita aos Estados Unidos, foi condecorado com o primeiro Prêmio Willard Gibbs e, em 1914, recebeu o Prémio Faraday Lectureship.

 Svante Arrhenius (1859 - 1927)

Contribuiu de forma decisiva para o avanço da química

 Trabalhando na Universidade de Upsala Arrhenius realizou numerosas experiências com a passagem de corrente elétrica através de solução aquosa, e formulou a hipótese de que algumas substâncias continham partículas carregadas, os iões.

• De Acordo com Arrhenius, determinadas substâncias quando dissolvidas em meio aquoso sofriam separação de iões preexistentes, o que tornava a substância condutora de eletricidade. Um exemplo clássico é o do sal de cozinha (NaCl) ou da soda cáustica (NaOH):

• Quando um composto molecular era dissolvido em meio aquoso, não conduzia eletricidade pois não formava iões, o resultado era uma solução molecular; um bom exemplo é a dissolução do amoníaco.

   Porém, Arrhenius observou que uma ligação covalente de hidrogênio e cloro, de modo a formar ácido clorídrico também conduzia eletricidade em meio aquoso. A conclusão foi que, como o HCl contém uma ligação covalente, os iões são formados por meio da quebra dessas moléculas por água, o que origina uma solução iônica. Esse fenômeno foi denominado ionização.

   De fato, estas equações são uma representação simplificada. O fenômeno da ionização ocorre pela reação entre o ácido clorídrico e as moléculas de água

                                      Normalmente, omitimos a participação da água.

Equação de Arrhenius

 A Equação de Arrhenius permite calcular a variação da constante de velocidade de uma reação química com a temperatura. É uma equação bastante utilizada na cinética química, onde é utilizada também para a determinação da energia de ativação de reações. A Equação de Arrhenius é determinada por:

Onde:

k = constante de velocidade;

A = constante pré-exponencial (depende da área de contacto entre outros fatores);

E_a = Energia de ativação;

R = constante dos gases;

T = Temperatura;

Definição de base de Arrhenius

De acordo com a teoria de Arrhenius, base é toda a substância que aumenta a concentração de íons hidroxila (OH^-) pela sua dissociação em meio aquoso. Assim, aumenta o pH do meio e diminui, por conseqüência, o pOH. De um modo geral, possuem sabor adstringente, além de reagirem com ácidos de Arrhenius formando algum sal e água.

Classificação

As bases de Arrhenius seguem determinadas classificações que, em tese, dependem do número de hidroxilas ligadas ao átomo central.

Quanto ao número de OH^- da molécula:

• Monobases: KOH, NaOH, LiOH;
• Dibases: Mg(OH)₂, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂;
• Tribases: Al(OH)₃, Fe(OH)₃;
• Tetrabases: Sn(OH)₄, Pb(OH)₄;

Quanto à força (capacidade de dissociação):

• Fortes: Todos os hidróxidos de metais das famílias 1A e 2A. A exceção dos hidróxidos de berílio e de magnésio;
• Fracas: Os demais hidróxidos metálicos e de amônio (NH₄OH);

Quanto à solubilidade (meio aquoso);

• Solúveis: Todos os hidróxidos da família 1A e o hidróxido de amônio;
• Pouco solúveis: Hidróxidos da família 2A, em geral;
• Insolúveis: As demais bases. Sendo que, uma ínfima parcela sempre se dissolve, mas é desconsiderada em relação ao total.

Reações de Neutralização

A partir da definição de Arrhenius para um ácido e para uma base, a reação entre esses dois compostos, em solução aquosa, liberará algum sal (com pelo menos um cátion diferente de H⁺ e um ânion diferente de OH^-) e moléculas de água líquida.

Uma reação de neutralização pode ser esquematizada da seguinte maneira:

HA_(aq) + BOH_(aq) -> AB_(aq) + HOH_(l)

Vale lembrar que esta reação genérica é de uma neutralização total. Ou seja, o sal gerado é neutro (não possui OH^- ou H⁺ em sua molécula-íon). Para o caso de um sal ácido ou básico gerado, seguem as seguintes reações como exemplo (para efeito de análise, deve-se considerar que as espécies químicas das reações são 100% dissociáveis):

a) Sal ácido (Hidrogenossal):

H₂SO₄ + NaOH -> NaHSO₄ + H₂O
H₂CO₃ + NaOH -> NaHCO₃ + H₂O

b) Sal básico (Hidroxissal):

HCl + Mg(OH)₂ -> Mg(OH)Cl + H₂O
Fe(OH)₃ + H₂SO₄ -> Fe(OH)SO₄ + H₂O

Constante de Dissociação de uma Base

A constante de dissociação de uma base (K_b) é maior tanto quanto é a força desta. Assim, em bases fracas, K_b é um número pequeno.

O valor de K_b pode ser calculado da seguinte maneira (para uma base BOH genérica):

Onde, [B⁺] = concentração do cátion liberado pela base, [OH^-] = concentração íons OH^- liberados, [BOH] = concentração da base não dissociada.

Portanto, para bases fortes (cuja concentração base não dissociada é quase zero) os valores dessa constante tendem a números muito grandes e são, portanto, considerados indetermináveis.

Referencias

http://www.soq.com.br/biografias/arrhenius/

http://www.brasilescola.com/quimica/arrhenius.htm

http://www.infoescola.com/quimica/bases-de-arrhenius/