Solubilidade

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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 (KNO3), do cromato de potássio (K2CrO4), do cloreto de sódio (NaCl) e do sulfato de cério (Ce2(SO4)3).

Figura 5

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A primeira diferença que podemos observar entre as curvas é que as três primeiras são ascendentes, enquanto a última é descendente. Curvas ascendentes representam as substâncias cuja dissolução aumenta com a temperatura. São substâncias que se dissolvem com a absorção de calor, isto é, a dissolução é endotérmica. Já as curvas descendentes representam as substâncias cuja dissolução diminui com o aumento de temperatura. São substâncias que se dissolvem com liberação de calor, isto é, a dissolução é exotérmica. Portanto, a dissolução do KNO3, do K2CrO4 e do NaCl é endotérmica. Dentre essas, a dissolução do KNO3 é a que mais varia com a temperatura (observe a inflexão da curva). A dissolução do Ce2(SO4)3 é exotérmica.

Em alguns casos, as curvas podem apresentar inflexões. Curvas com inflexões representam as substâncias que sofrem modificações em sua estrutura com a variação da temperatura. O sulfato de sódio (Na2SO4), por exemplo, até a temperatura de 32,4ºC apresenta em sua estrutura dez moléculas de água (Na2SO4.10H2O). Em temperatura acima de 32,4ºC, o sulfato de sódio perde suas moléculas de "água de cristalização" e a curva de solubilidade sofre uma inflexão, indicando um comportamento diferente, em termos de solubilidade, em função da temperatura. Observe na figura abaixo:

Figura 6

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Vamos observar agora a curva de dissolução do KNO3 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 KNO3 que pode ser dissolvida é de aproximadamente 20 g/100 g de água.

Abaixo da curva, a quantidade de KNO3 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:

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- Soluções sólido-sólido (ex. ligas metálicas: ouro-prata, bronze (cobre-estanho), latão (cobrezinco);

- Soluções sólido-líquido: (ex. sal e água, açúcar e água);

- Soluções líquido-líquido: (ex. álcool – etanol – e água);

- Soluções gás-líquido: (ex. gás carbônico nos refrigerantes);

- Soluções gás-gás: (ex. ar atmosférico).

temperatura ambiente, perde parte do seu gás

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 Por que isso ocorre?

Bem, o aumento da temperatura irá deslocar o equilíbrio para o lado esquerdo, no sentido da formação de CO2(g). Portanto, sua solubilidade diminui com o aumento da temperatura.

CO2(g) + solvente líquido CO2(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 CO2, 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 CO2 no gás também diminuir e o gás borbulhar para fora da solução.

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O princípio de Le Chatelier também prevê a diminuição da solubilidade de um gás ao diminuir sua pressão. Quando se aumenta a pressão exercida sobre um sistema em equilíbrio, o equilíbrio se desloca no sentido de diminuir essa pressão, ou seja, na direção em que o volume é menor. Ora, no processo de dissolução dos gases, há grande diminuição do volume ocupado pelo gás. Logo, pode-se prever que, de acordo com o princípio de Le Chatelier, o aumento da pressão do gás aumenta sua solubilidade.

Vários são os mecanismos que influenciam a solubilidade de um gás em um solvente líquido. No caso do CO2, certamente a reação do gás com a água formando as espécies químicas H2CO3(aq), HCO3-(aq) e

CO32-(aq), ajuda a aumentar a solubilidade desse gás. A reação do CO2 com água ocorre em situação de equilíbrio e afeta o valor do pH da solução, pois envolve a liberação de íons H+ no meio aquoso. Como a água é uma molécula que tem um polo negativo e um polo positivo (dipolo elétrico) bem definidos, os processos eletrostáticos também influenciam na solubilidade de gases em água, por exemplo, você seria capaz de explicar o porquê da maior solubilidade do gás oxigênio em água com relação ao gás hidrogênio?

No caso de líquidos e sólidos, o efeito da pressão é quase sempre desprezível, porque a variação de volume do sistema é muito pequena quando eles se dissolvem.

Uma visão mais detalhada do processo de dissolução

Bem, vimos que o sal e o açúcar são solúveis em água. Mas, como ocorre a dissolução? Será que o processo para dissolver o sal e o açúcar é o mesmo?

Vamos começar examinando a dissolução do NaCl, um sólido iônico. Um sólido iônico, ao se dissolver em água, quebra-se em pequenas unidades: cátions (íons de carga positiva) e ânions (íons de carga negativa). Veja a representação na equação química abaixo:

NaCl (s) → Na+(aq) + Cl‐(aq)

Os íons Na+ e Cl- são rodeados por moléculas de água devido às forças de atração entre eles e os dipolos da água. Os cátions são atraídos pelo “lado de carga negativa" da molécula de água (oxigênio que é mais eletronegativo) e os ânions pelos “lados de carga positiva" (hidrogênios que são menos eletronegativos), ver figura abaixo, que representa o dipolo da água.

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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, C12H22O11)?

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 (CCl4), 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.

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Entretanto, o CCl4 é um bom solvente para solutos apolares, como o iodo (I2). 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

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