Solubilidade: resumo e formação das suluções

Você já se perguntou por que óleo e água não se misturam enquanto o açúcar e a água fazem? A resposta a essa pergunta, e muitas outras, vem de uma análise dos fatores que afetam a solubilidade – a propensão de um soluto para formar uma solução com um determinado solvente.

Um ciclo termodinâmico construído para a formação de uma solução mostra que uma solução se formará quando a força da interação (de dipolo-dipolo, van der Waals, ligação de hidrogênio, etc.) entre solvente e soluto for maior que as energias do solvente separado. soluto e solvente. A força dessa interação soluto-solvente é largamente determinada pelas estruturas do solvente e do soluto. Como se dissolve como – apenas solutos com propriedades semelhantes ou características estruturais em comum com o solvente serão dissolvidos.

A solubilidade dos sólidos em solução aquosa, geralmente aumenta com a temperatura da solução. Existem algumas exceções a essa regra, como Na2SO4 e todos os gases. Esse efeito de temperatura é governado pela entropia da solução. Os sólidos tornam-se menos ordenados quando dissolvidos em água, dando um Δ positivo. Como ΔG = ΔH – TΔS, um termo de entropia positiva levará a um aumento na solubilidade com o aumento da temperatura.

Os gases tornam-se mais ordenados quando dissolvidos em água (devido à grande variação negativa no volume do gás), de modo que têm entropias negativas de solvatação. Portanto, os gases têm uma solubilidade decrescente com o aumento da temperatura.

Contudo, é possível aumentar a solubilidade de um gás num dado solvente aumentando a pressão do gás acima do solvente. Esse efeito reduz o tamanho da entropia negativa de solvatação para gases, aumentando a ordem do gás na fase gasosa. A equação que descreve esse efeito é chamada de lei de Henry.

Formação de Soluções

Para entender por que as coisas se dissolvem, olharemos para o processo de formação da solução do ponto de vista termodinâmico. mostra um ciclo termodinâmico que representa a formação de uma solução a partir do soluto isolado e solvente. Da lei de Hess, sabemos que podemos adicionar as energias de cada etapa do ciclo para determinar a energia do processo geral. Portanto, a energia da formação da solução, a entalpia da solução, é igual à soma dos três passos – Δ = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3.

ΔH1 e ΔH2 são ambos positivos porque requerem energia para afastar as moléculas umas das outras. Esse custo de energia é devido às forças intermoleculares presentes em qualquer soluto ou solvente. As forças que atuam entre moléculas como o CH3Cl são, em grande parte, van der Waals e interações dipolo-dipolo. Algumas moléculas que contêm ligações O-H, N-H ou F-H podem formar pontes de hidrogênio que são forças intermoleculares relativamente fortes. Íons de carga oposta, como em um cristal de NaCl, são atraídos um pelo outro por causa de forças eletrostáticas. Cada uma dessas forças aumenta com a distância decrescente. Portanto, deve fazer sentido custar energia para puxar moléculas e íons para longe um do outro. Quando a forma expandida do solvente e do soluto são combinados para formar uma solução, a energia é liberada, fazendo com que ΔH3 seja negativo. Isso faz sentido porque o soluto e o solvente podem interagir através dos vários tipos de forças intermoleculares.

O que determina a entalpia da solução é, portanto, a diferença entre a energia necessária para separar o solvente e o soluto e a energia liberada quando o solvente e o soluto separados formam uma solução. Para reafirmar que, em termos mais simples, as soluções se formarão apenas quando a energia de interação entre o solvente e o soluto for maior do que a soma das interações solvente-solvente e soluto-soluto. Essa situação só pode ocorrer quando o solvente e o soluto possuem propriedades semelhantes. Por exemplo, se uma molécula não polar, como o óleo, é misturada com uma molécula polar como a água, nenhuma solução se forma. As interações intermoleculares solvente-solvente da água são principalmente ligações de hidrogênio e dipolo-dipolo, enquanto o óleo tem apenas van der Waals. A água pode satisfazer suas ligações de hidrogênio e tornar-se estabilizada por interações dipolo-dipolo somente quando próximo a outras moléculas de água. Portanto, a água é desestabilizada quando forma uma solução com óleo. É por isso que tal solução nunca se formará entre o petróleo e a água. Portanto, a regra primária da solubilidade é que o semelhante se dissolve. Somente quando as moléculas de soluto e solvente tiverem várias características estruturais comuns, tais como suas polaridades, formará uma solução.

Solubilidade: Efeitos de pressão e temperatura

Se você ainda não estudou termodinâmica ou não sabe o que ΔG ou ΔS significam, então pule para o próximo cabeçalho, no qual a seguinte discussão sobre efeitos de temperatura e pressão na solubilidade é resumida sem a termodinâmica. A discussão a seguir é um tratamento um pouco mais avançado dos mesmos fenômenos.

A criação de desordem durante o processo de formação da solução é sua força motriz essencial. De fato, a maioria dos compostos que são solúveis em água têm entalpias positivas de solução. A única razão pela qual essas soluções se formam é devido à entropia positiva da solução, ΔSsoln. Como mostra, tanto o solvente como o soluto (sólido ou líquido) tornam-se menos ordenados após a formação da solução. Portanto, a partir da equação ΔG = ΔH – TΔS devemos prever que a solubilidade de cada composto deve aumentar com o aumento da temperatura. Essa previsão acaba sendo correta para quase todos os solventes e solutos. No entanto, existem algumas exceções, como o sulfato de sódio na água, que na verdade se torna menos solúvel em temperaturas mais altas. Isso é geralmente devido a suas entropias negativas de solução.

Usando a ideia da entropia da solução, podemos prever outras propriedades das soluções. Por exemplo, devemos prever que todos os gases devem ser menos solúveis em água com o aumento da temperatura, porque eles têm uma entropia negativa de solução. Os gases têm uma entropia negativa de solução na água porque estão confinados a um volume menor quando dissolvidos em comparação com seus volumes como gases. Como devemos prever, todos os gases se tornam menos solúveis em água com o aumento da temperatura.

Para tornar os gases mais solúveis em água, poderíamos pensar em tentar diminuir a magnitude de suas entropias negativas de solução. Uma maneira de conseguir isso é tornar o gás acima do solvente mais ordenado, aumentando a pressão do gás. Na verdade, William Henry descobriu essa propriedade de solutos gasosos por volta da virada do século XIX. Porque ele descobriu esse comportamento primeiro, a lei que descreve o aumento na solubilidade de um gás com pressão crescente é chamada de lei de Henry. A lei de Henry é dada abaixo em, C significa a concentração do gás dissolvido e P representa a pressão parcial do gás acima da solução. As unidades na constante, k, são ajustadas para se adequarem às unidades de pressão e concentração usadas.

Resumo dos Fatores que Afetam a Solubilidade

Normalmente, os solutos tornam-se mais solúveis em um determinado solvente em temperaturas mais altas. Uma maneira de prever essa tendência é usar o princípio de Le Chatelier. Como Δ é positivo para a maioria das soluções, a reação de formação da solução é geralmente endotérmica. Portanto, quando a temperatura é aumentada, a solubilidade do soluto também deve aumentar. No entanto, existem solutos que não seguem a tendência normal de aumentar a solubilidade com o aumento da temperatura. Uma classe de solutos que se torna menos solúvel com o aumento da temperatura são os gases. Quase todo gás se torna menos solúvel com o aumento da temperatura.

Outra propriedade dos solutos gasosos é resumida pela lei de Henry, que prevê que os gases se tornam mais solúveis quando suas pressões acima de uma solução líquida são aumentadas. Essa propriedade dos solutos gasosos pode ser racionalizada usando o princípio de Le Chatelier. Imagine que você tenha um copo de água dentro de um recipiente selado com gás nitrogênio. Se o tamanho desse recipiente fosse reduzido pela metade, a pressão do nitrogênio dobraria subitamente. Para diminuir a pressão de nitrogênio acima da solução (como é exigido pelo princípio de Le Chatelier), mais gás nitrogênio se dissolve no copo de água.