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Um artigo muito bem explicado sobre solubilidade de compostos químicos.
Tipologia: Notas de estudo
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Solubilidade
Quando preparamos um suco, ao acrescentarmos uma colher de açúcar no copo, percebemos que ele desaparece. Com o sal de cozinha acontece o mesmo. Ao adicionarmos uma colher de sal na água, ele também desaparece. Isso ocorre porque essas substâncias, o sal e o açúcar, são solúveis em água. Solubilidade é a propriedade que uma substância tem de se dissolver espontaneamente em outra substância denominada solvente. Este é um componente cujo estado físico se preserva, quando a mistura é preparada ou quando está presente em maior quantidade. Os demais componentes da mistura são denominados solutos. Portanto, no nosso exemplo, a água é o solvente e o açúcar ou o sal, os solutos. Uma vez misturados, soluto e solvente formam uma mistura homogênea , também chamada de solução.
Figura 1
Solubilidade
Veja alguns exemplos no quadro abaixo:
Substância Solubilidade em quantidade de matéria (mol L‐^1 ) (20 o^ C)
Solubilidade (g) por 100 g de água (20 o^ C)
FeCl 2 5,05 64 NaCl 6,15 36 CaSO 4 0,0147 0, AgCl 0,0000976 0,
De acordo com nossa definição, o cloreto de ferroso (FeCl 2 ) e o cloreto de sódio (sal de cozinha, NaCl) são solúveis em água. Já o sulfato de cálcio (CaSO 4 ) é moderadamente solúvel e o cloreto de prata (AgCl), insolúvel. Bem, mas isso só é verdade na temperatura especificada, ou seja, a 20 oC. Em outras temperaturas esses valores se modificam.
Por falar em temperatura, vamos voltar ao exemplo da dissolução do açúcar e do sal. Há ainda uma observação importante que podemos fazer: o açúcar ou o sal em excesso, aquele que não se dissolveu totalmente na água, pode ser dissolvido se aquecermos a solução, ou seja, a solubilidade varia com a temperatura.
Tendo em mente todas essas observações, podemos definir solubilidade como a concentração de soluto dissolvido em um solvente, em equilíbrio com o soluto não dissolvido, à temperatura e pressão especificadas. Em outras palavras, é a medida da quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida em um determinado solvente, formando uma solução. Essa solução é então dita saturada com relação ao soluto considerado. Vamos explicar melhor:
Levando em consideração a proporção entre soluto e solvente, as soluções podem ser classificadas em:
Solubilidade
Vimos na tabela de solubilidade acima que, a 20 oC, é possível dissolver 64 g de FeCl 2 em 100 mL de água. Imagine, então, um béquer com 100 mL de água no qual são adicionados apenas 20 g desse sal. Nesse caso, haverá pouco soluto em relação ao solvente e teremos uma solução diluída (solução A). Se adicionarmos 40 g desse soluto a 100 mL de água, teremos uma solução mais concentrada do que a primeira (solução B). No entanto, essas duas soluções, A e B, são ditas insaturadas , pois, em ambos os casos, é possível dissolver uma quantidade ainda maior de soluto. Vale ressaltar que a ideia de solução concentrada e diluída é bastante relativa. Veja o exemplo do cianeto de potássio, KCN, um composto altamente tóxico. Uma solução de cianeto de potássio contendo 0,001 g de soluto em 100 mL de água é concentrada ou diluída? Bem, para a ingestão por um indivíduo, é considerada concentrada (pois essa seria uma dose fatal), mas em termos de análise química, seria uma solução diluída (no jargão químico, seria uma quantidade traço).
Continuando os exemplos de preparo de soluções, imagine que adicionemos agora 64 g de FeCl 2 em 100 mL de água. Nesse caso, dissolvendo o máximo de soluto em relação ao solvente, a 20 oC, e teremos uma solução saturada (solução C). Ainda podemos dissolver uma quantidade maior de soluto, variando a temperatura. Por exemplo, no caso da solubilização ser um processo endotérmico (processo em que se precisa absorver energia para que a solubilização ocorra), uma quantidade maior de soluto pode ser dissolvido ao se aumentar a temperatura do sistema. Se essa solução for deixada em repouso para que a temperatura volte ao valor inicial, teremos uma solução supersaturada , que é bastante instável (solução D). Assim, a solução supersaturada é aquela que possui uma quantidade de soluto maior do que aquela que normalmente se teria em condições de saturação. Nesse caso, obtém-se um sistema com uma única fase, porém, com uma quantidade de soluto dissolvida maior do que aquela possível de ser dissolvida a uma temperatura mais baixa.
Observe na figura abaixo a diferença entre cada tipo de solução:
Figura 3
A 20 g de FeCl 2 em 100 mL de água, a 20o^ C
B 40 g de FeCl 2 em 100 mL de água, a 20o^ C
C 64 g de FeCl 2 em 100 mL de água, a 20o^ C
D mais de 64 g de FeCl 2 em 100 mL de água, a 20o^ C
Solubilidade
Atenção! Os termos insolúvel e imiscível são relativos, isto é, nenhuma substância é 100% insolúvel ou 100 % imiscível.
Como mencionado no início do texto, a solubilidade, na maioria dos casos, varia com a temperatura. Esse fato explica a existência de soluções supersaturadas – aquelas que têm excesso de soluto em relação ao solvente, ou seja, quando se tem uma quantidade de soluto dissolvido maior do que a solubilidade máxima naquela temperatura.
As soluções supersaturadas são instáveis, isto é, a precipitação do excesso de soluto dissolvido pode ter início muito facilmente e por várias maneiras. Por exemplo, por meio da introdução de um pequeno cristal do soluto que propicia uma superfície na qual a cristalização pode ser desencadeada. A cristalização pode também ser provocada por outros meios, como por um choque mecânico ou por uma onda sonora.
A influência da temperatura
A influência da temperatura na solubilidade pode ser compreendida à luz do princípio de Le Chatelier. Considere uma solução saturada, em equilíbrio com excesso de soluto (corpo de fundo). O que acontece se fornecermos calor ao sistema?
Segundo Le Chatelier , nesse caso, o equilíbrio irá se deslocar na direção que absorve calor. Mas, qual seria essa direção?
Bem, se a dissolução for um processo endotérmico , que ocorre devido à absorção de calor, como no caso da dissolução do sal de cozinha (cloreto de sódio, NaCl), a absorção de calor implica em deslocamento do equilíbrio para a direita. Com isso, aumenta a massa de cloreto de sódio na fase aquosa, ou seja, sua solubilidade aumenta com a temperatura.
NaCl (s) + calor NaCl (aq)
Solubilidade
Por outro lado, se a dissolução for um processo exotérmico, que libera calor, como é o caso da dissolução do hidróxido de sódio (NaOH), o aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a esquerda. A solubilidade, nesse caso, diminui com o aumento da temperatura.
NaOH (s) NaOH (aq) + calor
Isso pode ficar mais claro se observarmos os gráficos que representam a solubilidade de uma substância em função da temperatura, por exemplo, a solubilidade em água. Esses gráficos são denominados curvas de solubilidade.
Na figura abaixo estão representadas as curvas de solubilidade do nitrato de potássio (KNO 3 ), do cromato de potássio (K 2 CrO 4 ), do cloreto de sódio (NaCl) e do sulfato de cério (Ce 2 (SO 4 ) 3 ).
Figura 5
Solubilidade
Vamos observar agora a curva de dissolução do KNO 3 separadamente. Podemos destacar três regiões distintas no gráfico: abaixo da curva, a própria curva, e acima da curva.
Figura 7
A região abaixo da curva corresponde às soluções insaturadas. Nos pontos da curva, a solução está saturada. A região acima da curva corresponde às soluções supersaturadas. Por exemplo, a 20 oC, a quantidade máxima de KNO 3 que pode ser dissolvida é de aproximadamente 20 g/100 g de água. Abaixo da curva, a quantidade de KNO 3 dissolvida está abaixo do máximo, ou seja, ainda é possível dissolver mais soluto e a solução encontra-se insaturada. Na curva, dissolveu-se o máximo possível de soluto e a solução encontra-se saturada. Acima da curva, a quantidade máxima de soluto que, a princípio, poderia ser dissolvida na temperatura dada, foi ultrapassada, e a solução está supersaturada.
Outro caso: soluções gás-líquido
Bem, nós já mencionamos que nem todo soluto é sólido, e que há soluções em que tanto o soluto quanto o solvente são líquidos (soluções líquido-líquido). De modo geral, quanto ao estado físico do soluto e do solvente, as soluções podem ser classificadas em:
Solubilidade
Vamos falar um pouco das soluções gás-líquido. A dissolução da maioria dos gases em água é um processo exotérmico. Vejamos o caso dos refrigerantes, que são soluções nas quais a água é o solvente e o gás carbônico um dos solutos. Quando um refrigerante é retirado da geladeira e deixado aberto, à temperatura ambiente, perde parte do seu gás.
Por que isso ocorre?
Bem, o aumento da temperatura irá deslocar o equilíbrio para o lado esquerdo, no sentido da formação de CO 2 (g). Portanto, sua solubilidade diminui com o aumento da temperatura.
CO 2 (g) + solvente líquido CO 2 (aq) + calor
A diminuição da solubilidade dos gases com a temperatura tem consequências ambientais. Por exemplo, os peixes, no verão, procuram águas mais profundas, pois a solubilidade do oxigênio nas águas superficiais, que são mais quentes, é menor.
Outro aspecto importante é que a dissolução de um gás em um líquido é diretamente proporcional à pressão do gás acima do líquido, isto é, quanto maior a pressão de um gás, maior será sua solubilidade no líquido. Esse é um comportamento descrito pela Lei de Henry.
Os refrigerantes também podem ilustrar a Lei de Henry. Eles são envasados sob pressão em uma câmara cheia de CO 2 , ao qual parte se dissolve na bebida. Quando a garrafa de refrigerante é aberta, a pressão do gás sobre a solução diminui, o que faz a concentração de CO 2 no gás também diminuir e o gás borbulhar para fora da solução.
Solubilidade
Figura 8
Esse processo de atração eletrostática entre a água e as espécies químicas é chamado de hidratação. A interação entre as moléculas do solvente e as do soluto é a responsável pelo processo de solubilização.
E no caso do açúcar (sacarose, C 12 H 22 O 11 )?
O açúcar não é uma substância iônica , mas sim molecular. Porém, mesmo assim, dissolve-se em água. Isso ocorre porque, tal como a água, a sacarose é uma molécula polar, ou seja, com regiões "carregadas" negativa e positivamente. Nesse caso, a interação com a água é do tipo dipolo-dipolo ; como a sacarose contém grupos -OH, ela também forma ligação de hidrogênio com as moléculas de água, o que promove a sua solubilização na fase aquosa.
A solubilização é, portanto, um fenômeno regido pelas interações intermoleculares entre as moléculas do soluto e as moléculas do solvente.
Na dissolução, as interações soluto-soluto e solvente-solvente são, pelo menos em parte, substituídas por interações soluto-solvente. Para que a dissolução seja energeticamente favorável, é necessário que essas novas interações sejam mais fortes e/ou mais numerosas do que as anteriores.
No caso do NaCl, as novas interações íon-dipolo que se formam, fortes e numerosas, fornecem a energia necessária para superar as interações íon-íon e dipolo-dipolo, antes existentes.
Por outro lado, NaCl(s) é insolúvel em tetracloreto de carbono (CCl 4 ), um solvente apolar. As interações que deveriam se estabelecer, do tipo íon-dipolo induzido, são muito fracas para superar as interações íon-íon do soluto.
Solubilidade
Entretanto, o CCl 4 é um bom solvente para solutos apolares, como o iodo (I 2 ). Tanto nessas substâncias puras quanto nas soluções por elas formadas, as forças intermoleculares que atuam são forças de interação fracas denominadas forças de Van der Waals. São pequenas as diferenças de energia entre essas interações. Adicionalmente, a dissolução é favorecida pelo aumento da desordem do sistema (aumento da entropia ). A termodinâmica indica que processos espontâneos (no nosso exemplo, a dissolução) ocorrem com aumento da entropia do sistema.
Os exemplos dos três últimos parágrafos ilustram uma conhecida regra de solubilidade: em geral, semelhante dissolve semelhante. Mais precisamente, essa regra estabelece que solventes polares tendem a dissolver solutos polares e que solventes apolares tendem a dissolver solutos apolares.
Além do aspecto energético, há outro que deve ser considerado no processo de dissolução e que foi mencionado acima: o aumento da desordem do sistema. Quando as partículas constituintes do soluto e do solvente se misturam, há, em geral, um aumento da desordem, o que favorece a formação da solução.
Portanto, o tamanho molecular (ou iônico), a polaridade (ou carga), as interações intermoleculares e a temperatura são fatores que se destacam na determinação da solubilidade e devem ser considerados no seu entendimento.
Equilíbrio e solubilidade
O AgCl é um sal pouco solúvel em água. Vimos, na nossa tabela de solubilidade, que o máximo desse sal que conseguimos dissolver em água a 20 oC é 0,0000976 mol L -1. Portanto, quando o AgCl é adicionado à água, estabelece-se um equilíbrio entre o sólido e seus íons dissolvidos. Esse equilíbrio pode ser representado pela equação abaixo:
AgCl(s) ⇋ Ag +(aq) + Cl-(aq)
Dizer que o sólido está em equilíbrio com os íons dissolvidos significa dizer que os íons “saem” da solução e “voltam” para o estado sólido na mesma velocidade em que o sólido passa para a solução. Desse modo, os dois processos, dissolução e cristalização, ocorrem à mesma velocidade.
Solubilidade
Portanto, a adição de NaCl, que fornece o íon comum Cl-^ à solução de AgCl, leva à diminuição da solubilidade do AgCl. A diminuição da solubilidade causada pela presença de um íon comum é chamada de efeito do íon comum.
