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 \mathrm{Mg^{2+}} e \mathrm{Cl^-}.
  • O óxido de magnésio contém íons \mathrm{Mg^{2+}} e \mathrm{O^{2-}}.

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 U_{\text{lattice}}. 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 \Delta H_{\text{hyd}} (negativa, exotérmica).
    A energia total associada à entalpia de solução \Delta H_{\text{sol}} é, de maneira simplificada:
\Delta H_{\text{sol}} \approx U_{\text{lattice}} + \Delta H_{\text{cavidade}} + \sum \Delta H_{\text{hyd}}.
Além da entalpia, há a contribuição entálpica da variação de entropia \Delta S_{\text{sol}}. A mudança livre de energia que determina se a dissolução é espontânea a temperatura T é
\Delta G_{\text{sol}} = \Delta H_{\text{sol}} - T\Delta S_{\text{sol}}.
Para que o sal seja bastante solúvel na água, tipicamente precisa ocorrer \Delta G_{\text{sol}}<0. 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:
U_{\text{lattice}} \propto \frac{|z_+ z_-|}{r_+ + r_-},
onde z_+ e z_- são as valências dos íons (valores absolutos) e r_+, r_- os raios iônicos. Assim:
  • Quanto maiores as cargas (em módulo), maior será U_{\text{lattice}}.
  • Quanto menores os raios (menor distância entre centros iónicos), maior será U_{\text{lattice}}.
Aplicando isso aos nossos sais:
  • Para \mathrm{MgCl_2}: os íons têm cargas +2 e -1, então o produto de cargas é |z_+ z_-| = 2 \times 1 = 2.
  • Para \mathrm{MgO}: os íons têm cargas +2 e -2, então |z_+ z_-| = 2 \times 2 = 4.
    Logo, apenas pelo produto de cargas, a energia de rede de \mathrm{MgO} tende a ser muito maior que a de \mathrm{MgCl_2}. Além disso, o ânion \mathrm{O^{2-}} é bem menor em raio efetivo do que \mathrm{Cl^-}, o que aumenta ainda mais U_{\text{lattice}} de \mathrm{MgO}.

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
\Delta H_{\text{hyd}} \propto -\frac{z^2}{r},
onde z é a carga e r 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 \mathrm{Mg^{2+}} tem hidratação muito grande (muito favorável), e \mathrm{O^{2-}} também teria hidratação muito grande em princípio, enquanto \mathrm{Cl^-} 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 \mathrm{MgCl_2} a soma das entalpias de hidratação é algo como
\Delta H_{\text{hyd, total}} \approx \Delta H_{\text{hyd}}(\mathrm{Mg^{2+}}) + 2\Delta H_{\text{hyd}}(\mathrm{Cl^-}).
O \mathrm{Mg^{2+}} contribui fortemente negativo; os dois \mathrm{Cl^-} contribuem negativamente mas em magnitude menor. A energia de rede U_{\text{lattice}} é moderada (produto de cargas = 2 e ânion relativamente grande). Na prática, para \mathrm{MgCl_2} a soma das energias liberadas pela hidratação e o ganho de entropia costuma compensar U_{\text{lattice}}, resultando em \Delta G_{\text{sol}}<0 e boa solubilidade.
  • Para \mathrm{MgO} a energia de rede U_{\text{lattice}} é muito grande (produto de cargas = 4 e ânion pequeno), de modo que, mesmo tendo hidratações muito exergônicas para \mathrm{Mg^{2+}} e \mathrm{O^{2-}}, a hidratação não consegue compensar totalmente o custo de quebrar a rede. Assim tende-se a obter \Delta H_{\text{sol}} positivo ou pouco negativo, e combinado com a variação de entropia resulta geralmente em \Delta G_{\text{sol}}>0: dissolução não espontânea — baixa solubilidade.

Passo 6

Um ponto extra: comportamento químico do íon \mathrm{O^{2-}} em água (hidrolítico)
  • O íon \mathrm{O^{2-}} é um forte aceptor de prótons: em contato com água ele reage rapidamente:
\mathrm{O^{2-} + H_2O \longrightarrow 2\,OH^-}.
  • Isso significa que “dissolver” \mathrm{MgO} não é só separar o cristal em \mathrm{Mg^{2+}} e \mathrm{O^{2-}} 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,
\mathrm{MgO + H_2O \longrightarrow Mg(OH)_2(s)},
e \mathrm{Mg(OH)_2} 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 \mathrm{O^{2-}} (hidrolisar e formar \mathrm{OH^-}) e a tendência de formar fases sólidas de hidróxido contribuem para baixa solubilidade aparente de \mathrm{MgO}.

Passo 7

Resumo físico-químico das razões principais (etapa a etapa)
  • Etapa de quebra da rede: para \mathrm{MgO} o custo é muito maior que para \mathrm{MgCl_2} porque \mathrm{O^{2-}} e \mathrm{Mg^{2+}} têm cargas maiores e distâncias interiónicas menores.
  • Etapa de hidratação: tanto \mathrm{Mg^{2+}} quanto \mathrm{O^{2-}} gostam muito de água (hidratação forte), mas a hidratação do \mathrm{O^{2-}} não compensa totalmente o enorme U_{\text{lattice}} de \mathrm{MgO}. Já para \mathrm{MgCl_2} a soma das hidratações (especialmente do \mathrm{Mg^{2+}}) é suficiente para superar o menor U_{\text{lattice}}.
  • Efeito químico adicional: \mathrm{O^{2-}} sofre hidrolização e tende a formar \mathrm{OH^-} e fases sólidas pouco solúveis ( \mathrm{Mg(OH)_2}), reduzindo a solubilidade observada de \mathrm{MgO}.

Passo 8

Conclusão final, dizendo de forma direta e amigável
  • A diferença essencial é que a energia de rede muito alta de \mathrm{MgO} (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 \mathrm{O^{2-}} reage com a água formando espécies pouco solúveis. Já em \mathrm{MgCl_2} a energia de rede é muito menor (ânion monovalente maior) e a forte hidratação do \mathrm{Mg^{2+}} 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 \mathrm{MgO} a energia de rede é muito grande (íons 2+ e 2-, íon \mathrm{O^{2-}} pequeno), e a hidratação e o ganho de entropia não compensam esse custo; além disso \mathrm{O^{2-}} hidrolisa a água formando \mathrm{OH^-} e leva à formação de \mathrm{Mg(OH)_2} pouco solúvel. Em \mathrm{MgCl_2} a energia de rede é bem menor (ânion \mathrm{Cl^-} monovalente e maior) e a soma das entalpias de hidratação (especialmente do \mathrm{Mg^{2+}}) mais o ganho entropia tornam \Delta G_{\text{sol}}<0, o que explica sua alta solubilidade.

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