Svante Arrhenius

 Nota: Para por outras acepções, veja Arrhenius (desambiguação).

Svante Arrhenius
Conhecido(a) por	Equação de Arrhenius
Nascimento	19 de fevereiro de 1859[[Categoria:Predefinição:Categorizar-ano-século-milénio/1]] Vik
Morte	2 de outubro de 1927 (68 anos)[[Categoria:Predefinição:Categorizar-ano-século-milénio/1]] Estocolmo
Nacionalidade	Suécia
Alma mater	Universidade de Uppsala, Universidade de Estocolmo
Prêmios	Medalha Davy (1902), Nobel de Química (1903), Prêmio Willard Gibbs (1911), Medalha Franklin (1920)
Orientador(es)(as)	Per Teodor Cleve, Erik Edlund
Orientado(a)(s)	Oskar Klein
Instituições	Real Instituto de Tecnologia
Campo(s)	Cinética química, físico-química

Svante August Arrhenius (Vik, 19 de fevereiro de 1859 — Estocolmo, 2 de outubro de 1927) foi um químico sueco.

Recebeu o Nobel de Química de 1903, "em reconhecimento dos serviços extraordinários concedidos ao avanço da Química pela sua teoria electrolítica da dissociação".

Vida

Arrhenius nasceu em 19 de fevereiro de 1859, em Vik (também escrito Wik ou Wijk), perto de Uppsala, Suécia, filho de Svante Gustav e Carolina Thunberg Arrhenius. Seu pai tinha sido um agrimensor para a Universidade de Uppsala, movendo-se para uma posição de supervisor. 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. Em seguida, sua família se transferiu para a cidade de Uppsala, ingressando 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 doutorado na Universidade de Uppsala, investigou as propriedades condutoras das dissoluções eletrolíticas, que formulou em sua tese doutoral. Sua teoria afirma que nas dissoluções eletrolíticas, os compostos químicos dissolvidos, se dissociam em íons, mantendo a hipótese de que o grau de dissociação aumenta com o grau de diluição da solução, que resultou ser correta apenas para os eletrólitos fracos. Acreditando que a teoria estava errada, sua tese foi aprovada com a qualificação mínima possível. Esta teoria foi objeto de muitos ataques, especialmente por Lord Kelvin, sendo apoiada por Jacobus Henricus van 't Hoff, em cujo laboratório havia trabalhado como bolsista estrangeiro (1886-1890), e por Wilhelm Ostwald.

Posteriormente esta teoria foi aceita por todos, convertendo-se num dos pilares da físico-química, no ramo da eletroquímica. Sua concepção científica lhe valeu 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 consequência, 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 Prêmio Faraday Lectureship.

Síntese da teoria de Arrhenius

Trabalhando na Universidade de Uppsala, Arrhenius realizou numerosas experiências que consistiram em colocar compostos diversos em água e testar a passagem de eletricidade, separando esses compostos em eletrolíticos (condutores de eletrecidade em meio aquoso) e não eletrolíticos. Assim, formulou e a hipótese de que compostos eletrolíticos ficam carregados por causa de partículas carregadas denominadas íons.

De acordo com Arrhenius, os compostos eletrolíticos são compostos iônicos e os passiveis de sofrer ionização. Dois exemplos clássicos são: o sal de cozinha (NaCl) e ácido clorídrico.

$NaCl(s)\rightarrow Na^{+}(aq)+Cl^{-}(aq)\;\!$

${\ce {HCl (g) -> H^+ (aq) + Cl^- (aq)}}$

Os compostos não eletrolíticos são os moleculares, que quando dissolvidos em meio aquoso, não conduzem eletricidade, pois não formam íons. Um bom exemplo é a glicose.

${\ce {C_6H_{12}O_6 (s) -> C_6H_{12}O_6 (aq)}}$

Entretanto, a amônia, composto molecular, quando dissolvida, é capaz de ionizar, transformando-se em amônio.

${\ce {NH_3(g) + H_2O (l) -> NH_4^+ (aq) + OH^- (aq)}}$

A ionização foi descoberta por ele a partir da dissolução de uma substância formada por uma ligação covalente de hidrogênio e cloro (${\ce {HCl}}$) (ácido clorídrico) em meio aquoso, que conduz eletrecidade, o que fez ele concluir que a água quebra a ligação existente entre eles, deixando as duas substâncias simples carregadas.

${\ce {HCl(g) -> H^+(aq) + Cl^- (aq)}}$

A partir disso, elaborou as seguintes generalizações: compostos que quando dissolvidos em água formam como único cátion o íon ${\ce {H^+}}$ são denominados ácidos; os que formam como como único ânion o íon ${\ce {OH^-}}$ são as bases e os formam um cátion diferente de ${\ce {H^+}}$e ao mesmo tempo um ânion diferente de ${\ce {OH^-}}$ são os sais.

Conceito de ácido, sal e base pela Teoria de Arrhenius

• Ácido: substância que em solução aquosa sofre ionização, liberando como cátion somente ${\ce {H^+}}$ (outra forma de escrever ${\ce {H_3O^+}}$).

$HX\rightarrow H^{+}X^{n}\;\!$

• Base: substância que em solução aquosa, sofre dissociação iônica, liberando como único ânion os íons ${\ce {OH^-}}$ (hidroxila)

$N(OH)_{x}\rightarrow N^{x}+OH^{-}\;\!$.

• Sal: toda substância que em solução aquosa, sofre dissociação iônica, liberando pelo menos um cátion diferente do ${\ce {H^+}}$ e pelo menos um ânion diferente do ${\ce {OH^-}}$.

$ZX\rightarrow Z^{+}+X^{-}\;\!$

Publicações

• 1884, Recherches sur la conductibilité galvanique des électrolytes, dissertação de doutorado, Estocolmo, editora Royal, PA Norstedt & Söner, 155 páginas.
• 1896a, Ueber den Einfluss des Atmosphärischen Kohlensäurengehalts auf die Temperatur der Erdoberfläche, in the Proceedings of the Royal Swedish Academy of Science, Estocolmo 1896, Volume 22, I N. 1, páginas 1-101.
• 1896b, On the Influence of Carbonic Acid in the Air upon the Temperature of the Ground, Londres, Edimburgo e Dublin Philosophical Magazine and Journal of Science (fifth series), abril de 1896. vol 41, páginas 237-275.
• 1901a, Ueber die Wärmeabsorption durch Kohlensäure, Annalen der Physik, Vol. 4, 1901, páginas 690–705.
• 1901b, Über Die Wärmeabsorption Durch Kohlensäure Und Ihren Einfluss Auf Die Temperatur Der Erdoberfläche. Resumo dos procedimentos da Royal Academy of Science, 58, 25–58.
• Arrhenius, Svante. Die Verbreitung des Lebens im Weltenraum. Die Umschau, Frankfurt a. M., 7, 1903, 481–486.
• Lehrbuch der kosmischen Physik (em Deutsch). 1. Leipzig: Hirzel. 1903 
  • Lehrbuch der kosmischen Physik (em Deutsch). 2. Leipzig: Hirzel. 1903 
• 1906, Die vermutliche Ursache der Klimaschwankungen, Meddelanden från K. Vetenskapsakademiens Nobelinstitut, Vol. 1 No 2, páginas 1-10
• 1908, Das Werden der Welten (Worlds in the making; the evolution of the universe), Academic Publishing House, Leipzig, 208 páginas.

Referências

Leitura adicional

• Crawford, Elisabeth T. Arrhenius: from ionic theory to the greenhouse effect Canton, MA: Science History Publications. ISBN 0-88135-166-0
• Patrick Coffey, Cathedrals of Science: The Personalities and Rivalries That Made Modern Chemistry, Oxford University Press, 2008. ISBN 978-0-19-532134-0

Ligações externas

• Commons

• Predefinição:Prémio Nobel
• «Perfil no sítio oficial do Nobel de Química 1903» (em English) 

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Precedido por Hermann Emil Fischer	Nobel de Química 1903	Sucedido por William Ramsay
Precedido por James Dewar e George Owen Squier	Medalha Franklin 1920 com Charles Algernon Parsons	Sucedido por Charles Fabry e Frank Julian Sprague

Nobel de Química. Laureados (1901 — 1925)
1901: Hoff 1902: E.Fischer 1903: Arrhenius 1904: Ramsay 1905: Baeyer 1906: Moissan 1907: Buchner 1908: Rutherford 1909: Ostwald 1910: Wallach 1911: Curie 1912: Grignard e Sabatier 1913: Werner 1914: Richards 1915: Willstätter 1918: Haber 1920: Nernst 1921: Soddy 1922: Aston 1923: Pregl 1925: Zsigmondy
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