O cloreto de magnésio é muito solúvel em água, enquanto o óxido de magnésio é muito insolúvel em água. Explique essa diferença em termos das etapas teóricas do processo de solução. Não utilize tabelas de dados.
Passo 1
O enunciado dá duas informações empíricas e pede uma explicação teórica:
- Informação dada 1: o cloreto de magnésio é muito solúvel em água.
- Informação dada 2: o óxido de magnésio é muito insolúvel em água.
O que se pede: explicar a diferença entre as solubilidades em termos das etapas teóricas do processo de solução.
Dados que serão usados (retirados do enunciado e conhecidas da química básica das substâncias): - O cloreto de magnésio contém íons
e . - O óxido de magnésio contém íons
e .
Passo 2
Quais são, em termos gerais, as “etapas teóricas” de uma dissolução iônica? Vou listar e explicar cada uma devagarinho, porque é nisso que vamos analisar a diferença.
- Etapa A — Separar o sólido iônico em íons (vencer a rede cristalina): isso exige energia; chamamos essa quantidade de energia de energia de rede ou energia reticular
. É um termo positivo (endotérmico) porque estamos quebrando atrações fortes entre íons. - Etapa B — Criar espaço na água para acomodar os íons (formar cavidades no solvente): isto exige uma pequena energia (endotérmico) associada à reorganização das moléculas de água.
- Etapa C — Solvar (hidratar) os íons: quando as moléculas de água se aproximam e interagem com os íons ocorre liberação de energia, chamada entalpia de hidratação
(negativa, exotérmica).
A energia total associada à entalpia de soluçãoé, de maneira simplificada:
Além da entalpia, há a contribuição entálpica da variação de entropia
. A mudança livre de energia que determina se a dissolução é espontânea a temperatura
é
Para que o sal seja bastante solúvel na água, tipicamente precisa ocorrer
. Ou seja, as energias liberadas na hidratação (mais o ganho de entropia) devem compensar o custo de quebrar a rede.
Passo 3
Como a energia de rede depende das cargas e dos tamanhos iônicos? (isso explica parte grande da diferença)
- A força eletrostática entre íons cresce com o produto das cargas e decresce com a distância entre eles. Em forma simples usamos uma dependência qualitativa:
onde
e
são as valências dos íons (valores absolutos) e
,
os raios iônicos. Assim:
- Quanto maiores as cargas (em módulo), maior será
. - Quanto menores os raios (menor distância entre centros iónicos), maior será
.
Aplicando isso aos nossos sais:
- Para
: os íons têm cargas e , então o produto de cargas é . - Para
: os íons têm cargas e , então .
Logo, apenas pelo produto de cargas, a energia de rede detende a ser muito maior que a de . Além disso, o ânion é bem menor em raio efetivo do que , o que aumenta ainda mais de .
Passo 4
Como é a entalpia de hidratação (energias liberadas ao redor dos íons) e como ela depende das mesmas grandezas?
- A entalpia de hidratação de um íon (ordem de ideia) cresce em magnitude com a densidade de carga do íon; uma forma qualitativa é
onde
é a carga e
é o raio iônico. O sinal negativo indica que é exotérmico (libera energia).
- Consequência: íons pequenos e altamente carregados (alta densidade de carga) têm hidratação fortíssima (muito negativa). O
tem hidratação muito grande (muito favorável), e também teria hidratação muito grande em princípio, enquanto tem hidratação bem menor (porque tem carga menor e raio maior).
Passo 5
Comparando somas de hidratação vs energia de rede para cada caso
- Para
a soma das entalpias de hidratação é algo como
O
contribui fortemente negativo; os dois
contribuem negativamente mas em magnitude menor. A energia de rede
é moderada (produto de cargas = 2 e ânion relativamente grande). Na prática, para
a soma das energias liberadas pela hidratação e o ganho de entropia costuma compensar
, resultando em
e boa solubilidade.
- Para
a energia de rede é muito grande (produto de cargas = 4 e ânion pequeno), de modo que, mesmo tendo hidratações muito exergônicas para e , a hidratação não consegue compensar totalmente o custo de quebrar a rede. Assim tende-se a obter positivo ou pouco negativo, e combinado com a variação de entropia resulta geralmente em : dissolução não espontânea — baixa solubilidade.
Passo 6
Um ponto extra: comportamento químico do íon
em água (hidrolítico)
- O íon
é um forte aceptor de prótons: em contato com água ele reage rapidamente:
- Isso significa que “dissolver”
não é só separar o cristal em e e hidratá-los; o ânion oxide não existe livremente na água: ocorre uma reação ácido–base que gera hidróxidos. No caso do magnésio, o que tende a ocorrer na prática é formação de hidróxido de magnésio,
e
é pouco solúvel. Isso reduz ainda mais a “solubilidade observada” do óxido: em vez de obter muitos íons solvatados, obtém-se um produto sólido pouco solúvel ou uma solução básica muito diluída. Em resumo: o comportamento químico do
(hidrolisar e formar
) e a tendência de formar fases sólidas de hidróxido contribuem para baixa solubilidade aparente de
.
Passo 7
Resumo físico-químico das razões principais (etapa a etapa)
- Etapa de quebra da rede: para
o custo é muito maior que para porque e têm cargas maiores e distâncias interiónicas menores. - Etapa de hidratação: tanto
quanto gostam muito de água (hidratação forte), mas a hidratação do não compensa totalmente o enorme de . Já para a soma das hidratações (especialmente do ) é suficiente para superar o menor . - Efeito químico adicional:
sofre hidrolização e tende a formar e fases sólidas pouco solúveis ( ), reduzindo a solubilidade observada de .
Passo 8
Conclusão final, dizendo de forma direta e amigável
- A diferença essencial é que a energia de rede muito alta de
(produto de cargas maiores e ânion menor) torna a separação do sólido em íons energeticamente muito cara, e isso não é compensado suficientemente pela hidratação e pelo ganho de entropia; além disso o ânion reage com a água formando espécies pouco solúveis. Já em a energia de rede é muito menor (ânion monovalente maior) e a forte hidratação do mais o ganho entálpico/entrópico total tornam a dissolução energeticamente favorável, explicando a solubilidade alta.
Resposta
Porque a dissolução depende do balanço entre a energia necessária para quebrar a rede cristalina e a energia liberada pela hidratação (além do efeito da entropia). Em
a energia de rede é muito grande (íons
e
, íon
pequeno), e a hidratação e o ganho de entropia não compensam esse custo; além disso
hidrolisa a água formando
e leva à formação de
pouco solúvel. Em
a energia de rede é bem menor (ânion
monovalente e maior) e a soma das entalpias de hidratação (especialmente do
) mais o ganho entropia tornam
, o que explica sua alta solubilidade.