A dissociação de um composto iônico na fase gasosa envolve a separação de seus ions \left(\mathrm{AB}(\mathrm{g}) \rightarrow \mathrm{A}^{\prime}(\mathrm{g})+\mathrm{B}(\mathrm{g})\right). Da mesma forma, a dissolução de um sólido iônico em água leva a dissolução de seus íons \left(\mathrm{AB}(\mathrm{s}) \rightarrow \mathrm{A}^{+}(\mathrm{g})+\mathrm{B}(\mathrm{g})\right). Assumindo que a entalpia de dissociação de um composto iônico na fase gasosa fornece uma idéia sobre a solubilidade dos compostos iônicos prever quais dos seguintes pares abaixo seriam mais solúveis em água. (Devemos sempre lembrar que muitos outros fatores também estão envolvidos).
a) \mathrm{NaCl}(\mathrm{g}) ou \mathrm{NaI}(\mathrm{g})
b) \mathrm{KCl}(\mathrm{g}) ou \mathrm{Cao}(\mathrm{g})
c) \operatorname{LiF}(\mathrm{g}) ou \operatorname{CsF}(\mathrm{g})

Passo 1

O enunciado pede para prever, a partir da entalpia de dissociação na fase gasosa (que reflete o lattice energy), quais compostos iônicos serão mais solúveis em água. A ideia-chave é que quanto menor for a energia necessária para separar os íons em fase gasosa (lattice energy menor), mais fácil será dissolver o sólido (solubilidade maior), tudo o mais constante.

Passo 2

A entalpia de dissociação gasosa de um sal AB
AB(g)\rightarrow A^+(g)+B^-(g)
é numericamente igual ao seu lattice energy (positivo). Na hidratação, ocorre
AB(s)\rightarrow A^+(aq)+B^-(aq)
e a entalpia de dissolução é aproximadamente
\Delta H_\text{diss}=\text{(lattice energy)}>0\;+\;\Delta H_\text{hidrat.}<0.
Para prever tendência de solubilidade, assumimos que o lattice energy domina: quanto menor, mais solúvel.

Passo 3

a) \mathrm{NaCl} versus \mathrm{NaI}
O ânion \mathrm{I}^- é maior que \mathrm{Cl}^-, o que reduz a atração iônica em \mathrm{NaI}, dando lattice energy menor que em \mathrm{NaCl}. Logo, \mathrm{NaI} é mais solúvel em água.

Passo 4

b) \mathrm{KCl} versus \mathrm{CaO}
Em \mathrm{KCl} os íons têm carga \pm1, enquanto em \mathrm{CaO} são \pm2, o que gera lattice energy muito maior em \mathrm{CaO}. Assim, é muito mais difícil dissolver \mathrm{CaO} do que \mathrm{KCl}. Logo, \mathrm{KCl} é mais solúvel em água.

Passo 5

c) \mathrm{LiF} versus \mathrm{CsF}
O cátion \mathrm{Li}^+ é muito menor que \mathrm{Cs}^+, resultando em atração iônica mais forte e lattice energy maior em \mathrm{LiF}. Portanto, \mathrm{CsF} (lattice energy menor) se dissolve com mais facilidade. Logo, \mathrm{CsF} é mais solúvel.

Resposta

a) \mathrm{NaI} é mais solúvel que \mathrm{NaCl}.
b) \mathrm{KCl} é mais solúvel que \mathrm{CaO}.
c) \mathrm{CsF} é mais solúvel que \mathrm{LiF}.

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