Solubilidade

Solubilidade

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(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.

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Vamos entender melhor. O número de íons presentes em solução, que inicialmente é igual a zero, aumenta à medida que a dissolução progride. Com isso, aumenta a probabilidade de que os íons na fase aquosa venham a colidir com o sólido não dissolvido. Algumas dessas moléculas permanecerão aderidas ao sólido, ocorrendo, portanto, a cristalização.

No instante em que se adiciona o AgCl à água, a velocidade de cristalização é nula, pois não há sal dissolvido. Ao contrário, a velocidade inicial de dissolução é máxima, uma vez que é máxima a superfície de contato sólido/líquido e que todas as moléculas da água estão disponíveis para interagir com o soluto.

Com o transcorrer do tempo, aumenta a velocidade de cristalização e, em contrapartida, diminui a de dissolução. Eventualmente, essas velocidades se igualam e as quantidades relativas de AgCl na fase sólida e de íons na fase aquosa permanecem constantes. Estabelece-se, portanto, um equilíbrio entre os processos contrários de dissolução e cristalização.

É importante salientar que quando o sistema atinge o equilíbrio, não cessam a dissolução e a cristalização. Essas apenas se processam com a mesma velocidade. Trata-se, pois, de um equilíbrio dinâmico entre esses processos.

Imagine agora o que aconteceria se adicionássemos cloreto de sódio (NaCl) a essa solução saturada de AgCl em equilíbrio. Obviamente que o equilíbrio seria perturbado. Mas, de que modo?

Bem, o NaCl, ao contrário do AgCl, é um sal bastante solúvel em água. Portanto, todo o NaCl adicionado à solução irá se dissolver. A equação abaixo representa a dissolução do NaCl:

Bem, quando NaCl for adicionado à solução de AgCl, a concentração de íons Cl- em solução irá aumentar. Segundo o Princípio de Le Chatelier, o equilíbrio irá se deslocar para a esquerda, no sentido da formação de AgCl(s):

AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) ↑

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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.

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