Solubilidade

solubilidade

A solubilidade descreve quanto de um soluto pode se dissolver em um determinado volume de um solvente específico. A solubilidade é geralmente relatada em termos de massa de soluto por volume de solvente ou massa de soluto por massa de solvente. Por exemplo, a solubilidade do cloreto de sódio em água à temperatura ambiente é relatada como 36 g por 100 mL de água. Se a solubilidade for relatada em massa de soluto por massa de solvente, a massa de solvente precisará ser convertida em volume para cálculos adicionais.

A solubilidade muda com a temperatura. Por exemplo, a solubilidade do carbonato de sódio em água é relatada como 7 g por 100 mL a cerca de 0 °C, 22 g por 100 mL à temperatura ambiente e 44 g por 100 mL a 100 °C. A solubilidade tende a aumentar com a temperatura, embora haja exceções.

Uma solução com a quantidade máxima de soluto dissolvido é chamada de solução saturada. Neste ponto, a adição adicional de soluto permanecerá não dissolvida e permanecerá um precipitado na solução. Por exemplo, uma solução de 36 g de cloreto de sódio dissolvido em 100 mL de água à temperatura ambiente é uma solução saturada de cloreto de sódio.

A solubilidade de um soluto varia de solvente para solvente. Por exemplo, o cloreto de sódio tem uma solubilidade de 36 g por 100 mL em água em temperatura ambiente, mas sua solubilidade em metanol é de apenas 1,1 g por 100 mL, e sua solubilidade em dimetilformamida é ainda menor, de 0,034 g por 100 mL.

Uma maneira de prever o quão solúvel um soluto será em um solvente é seguir a regra "semelhante dissolve semelhante". Solutos polares, ou solutos com ligações iônicas ou grandes diferenças intramoleculares na eletronegatividade, tendem a ser mais solúveis em solventes polares e menos solúveis em solventes apolares. Os solutos apolares tendem a ser mais solúveis em solventes apolares e menos solúveis em solventes polares.

Equilíbrio de solubilidade

Quando um soluto se dissolve, as moléculas de solvente formam interações fracas com as moléculas de soluto por meio de forças intermoleculares, ao mesmo tempo em que interagem entre si por meio de forças intramoleculares. O processo de dissolução e manutenção do soluto em solução é conhecido como solvatação. A dissolução ocorre de maneiras diferentes, dependendo da molécula que está sendo dissolvida. Sais iônicos, ácidos fortes e bases fortes se dissociam em seus íons componentes. Os complexos de metais de transição normalmente trocam alguns de seus ligantes por moléculas de solvente. Outras moléculas podem simplesmente ser solvatadas no estado em que se encontram.

Todo processo de dissolução reversível pode ser escrito como uma equação química e tem uma constante de equilíbrio. Por exemplo, a dissolução do cloreto de sódio em água seria escrita:

NaCl_(s) ⇌ Na⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

Quando uma solução ainda não está saturada, a dissolução é normalmente favorecida. Uma vez que uma solução está saturada, ela está em equilíbrio dinâmico. Para cada molécula adicional de cloreto de sódio que se dissolve, uma molécula de cloreto de sódio precipitará da solução, portanto, não há mudança geral no sistema.

Para a reação genérica aA + bB ⇌ cC + dD, a constante de equilíbrio simplificado é escrita como:

Ao calcular a constante de equilíbrio para um processo de dissolução, as concentrações de quaisquer sólidos podem ser definidas como 1. Assim, existe uma versão mais simples da equação que é projetada para compostos que se dissociam quando se dissolvem, como sais iônicos:

A_xB_y(s) ⇌ xA⁺_(aq) + yB^-_(aq)

K_sp = [A]^x[B]^y

K_sp é chamado de produto de solubilidade e pode ser usado sempre que uma constante de equilíbrio for necessária.

termodinâmica

Um princípio básico da termodinâmica é que os sistemas se movem em direção a estados de baixa energia e mais desordenados sempre que possível. Esta é uma das forças motrizes das reações químicas. No entanto, pode ser difícil prever o que atinge o melhor equilíbrio de energia e desordem apenas a partir de uma equação química.

Por exemplo, há aumentos e diminuições na desordem quando um soluto é dissolvido. A mudança de um sólido ordenado para moléculas solvatadas movendo-se em solução aumenta a desordem do soluto, particularmente se as moléculas se dissociarem em seus íons componentes também. No entanto, as moléculas de solvente devem se reunir em uma "gaiola" ordenada em torno de cada molécula ou íon dissociado para solvata-la.

A constante de equilíbrio de uma reação está relacionada à quantidade de energia no sistema disponível para fazer trabalho reversível, que é chamada de energia livre de Gibbs ou energia de Gibbs e é abreviada como G. A mudança na energia de Gibbs antes e depois de uma reação ou processo é escrita como ΔG, e pode ser calculada a partir da constante de equilíbrio para essa reação com esta equação:

ΔG = –RT ln(K)

onde R é a constante de gás ideal, T é a temperatura em Kelvin e K é a constante de equilíbrio.

Se ΔG for positivo, o sistema tem uma energia de Gibbs mais alta no final da reação do que no início da reação. Isso geralmente significa que o sistema precisa absorver energia para realizar a reação. Se ΔG for negativo, o sistema tem uma energia de Gibbs menor no final da reação. Isso implica que o sistema já tinha energia suficiente para realizar a reação. As reações com ΔG negativo são chamadas de reações espontâneas.

A energia de Gibbs está relacionada a dois outros parâmetros termodinâmicos úteis, entropia (S) e entalpia (H), por esta equação:

ΔG = ΔH – TΔS

A entropia representa a desordem ou aleatoriedade de um sistema. Assumimos que nossas reações ocorrem em um sistema isolado, portanto, não pode haver uma diminuição líquida na entropia durante a reação. A quantidade final de entropia deve ser igual ou maior que a quantidade inicial - ou seja, a mudança geral na entropia (ΔS) deve ser zero ou positiva. Uma vez que um sistema está em equilíbrio, não há mudança líquida na entropia.

A entalpia representa a energia interna de um sistema mais qualquer trabalho causado por mudanças de pressão ou volume no sistema. Como qualquer mudança de pressão ou volume durante o processo de dissolução será insignificante, podemos tratar a mudança na entalpia como a quantidade de energia transferida de ou para o sistema durante a reação, normalmente como calor.

Se a mudança na entalpia (ΔH) for positiva, o sistema tem mais energia interna no final da reação do que no início e, portanto, absorveu energia durante a reação. Isso geralmente é observado à medida que o sistema fica mais frio durante a reação, por isso chamamos essas reações de endotérmicas. Se a mudança na entalpia for negativa, o sistema tem menos energia interna no final da reação. Assim, o sistema deve ter liberado energia durante a reação, geralmente na forma de calor. Essas reações são chamadas exotérmicas.

Referências

1. Harris, D.C. (2015). Análise Química Quantitativa. Nova York, NY: W.H. Freeman and Company.