Explique, com base na polaridade, por que:
A água (polar) dissolve bem o sal de cozinha (NaCl, iônico) e o etanol (polar), mas não dissolve o óleo de cozinha (apolar).

Passo 1

O que o enunciado pede: explicar, usando a ideia de polaridade, por que a água dissolve bem o sal de cozinha e o etanol, mas não dissolve o óleo de cozinha.
Informações dadas (retiradas do enunciado):
  • A água é polar.
  • O sal de cozinha é iônico ( \mathrm{NaCl}).
  • O etanol é polar (tem um grupo -\mathrm{OH}).
  • O óleo de cozinha é apolar.

Passo 2

O que é polaridade (explicação bem simples):
  • Uma molécula é polar quando a distribuição de cargas elétricas nela não é uniforme; isto é, uma parte da molécula tem carga parcial negativa e outra parte tem carga parcial positiva. Essas cargas parciais criam um “dipolo”. Pense numa molécula polar como um pequeno ímã elétrico: um lado puxa elétrons com mais força que o outro.
  • Exemplos visuais: na água, a região perto do oxigênio tem carga parcial negativa e as regiões perto dos hidrogênios têm carga parcial positiva; escrevemos isso como \mathrm{H_2O} com um dipolo O \delta^- — H \delta^+.

Passo 3

Que forças existem entre moléculas/íons (ideias-chave, sem jargão complicado):
  • Forças iônicas: entre íons com cargas opostas (ex.: \mathrm{Na^+} e \mathrm{Cl^-}). Essas forças são muito fortes e, em sólido, mantêm o cristal de \mathrm{NaCl} unido.
  • Forças dipolo–íon: atração entre um íon (por exemplo \mathrm{Na^+}) e um dipolo (por exemplo uma molécula de água com região negativa).
  • Ligações de hidrogênio: tipo forte de interação dipolo–dipolo que ocorre quando há -\mathrm{OH} ou -\mathrm{NH} — a água forma muitas dessas ligações entre si e com outras moléculas polares (como o etanol).
  • Forças de London (dispersion): interações fracas que existem entre todas as moléculas, mas dominam em substâncias apolares (como os componentes do óleo).

Passo 4

Mecanismo de dissolução do \mathrm{NaCl} em água (passo a passo e por que funciona):
  1. No cristal de \mathrm{NaCl} cada \mathrm{Na^+} está cercado por \mathrm{Cl^-} e vice-versa; separar os íons exige energia (energia de rede cristalina).
  2. Quando se coloca \mathrm{NaCl} na água, as moléculas de água orientam-se: o oxigênio (ponta negativa) aponta para \mathrm{Na^+} e os hidrogênios (ponta positiva) apontam para \mathrm{Cl^-}. Dizemos que os íons ficam “hidratados” — formam uma capa de solvação.
  3. A interação iono–dipolo água–íon libera energia suficiente para compensar (ou superar) a energia necessária para arrancar os íons da rede cristalina. Além disso, a mistura aumenta a desordem (entropia), o que também favorece a dissolução.
  4. Resultado: \mathrm{NaCl} se separa em \mathrm{Na^+} e \mathrm{Cl^-} solvatados por água — ou seja, dissolve bem.

Passo 5

Por que o etanol ( \mathrm{CH_3CH_2OH}) dissolve na água:
  1. O etanol tem duas partes: uma ponta polar (o grupo -\mathrm{OH}) capaz de formar ligações de hidrogênio com água, e uma cauda apolar curta (o grupo etil).
  2. As ligações de hidrogênio entre as moléculas de água e o grupo -\mathrm{OH} do etanol são fortes o bastante para permitir que as moléculas se misturem bem.
  3. Como resultado, as interações soluto–solvente (água–etanol) substituem favoravelmente as interações água–água e etanol–etanol. Pela regra prática “semelhante dissolve semelhante” (like dissolves like), duas espécies polares/multipolares tendem a se misturar.
  4. Na prova: ao ver uma molécula com -\mathrm{OH}, pense instantaneamente em possibilidade de ligação de hidrogênio com água — isso indica boa solubilidade.

Passo 6

Por que o óleo (apolar) NÃO dissolve na água (explicação detalhada e física intuitiva):
  1. As moléculas de óleo são apolares; as forças relevantes entre elas são as fracas forças de London. Essas interações apolares não “conectam” bem com os dipolos da água.
  2. Para dissolver algo, é preciso que as interações soluto–solvente sejam competitivas com as interações soluto–soluto e solvente–solvente. No caso óleo–água:
    • solvente–solvente (água–água) = muitas ligações de hidrogênio fortes;
    • soluto–soluto (óleo–óleo) = interações de London;
    • soluto–solvente (óleo–água) = fracas interações (água não forma ligações de hidrogênio com as cadeias apolares do óleo).
      As interações óleo–água são bem mais fracas do que água–água, então não compensam romper a rede de ligações de hidrogênio da água.
  3. Além disso, quando uma molécula apolar entra numa “matriz” de água, as moléculas de água ao redor tendem a organizar-se em estruturas mais ordenadas (um “casulo” ou grega‑tipo clatrato) para minimizar contatos desfavoráveis. Essa organização reduz a entropia — outro fator que penaliza a mistura.
  4. Consequência prática: óleo e água se separam em fases (gotas de óleo) porque é energeticamente e termodinamicamente mais favorável para a água permanecer ligada à água do que misturar com o óleo. Esse é o que se chama efeito hidrofóbico.

Passo 7

Resumo prático que vale para a prova (receita rápida):
  • Identifique o soluto e o solvente: são polares/iónicos ou apolares?
  • Verifique que tipo de interação o solvente pode fazer (ácido/ânion, ligação de hidrogênio, dipolo–íon, etc.).
  • Compare: as interações soluto–solvente são suficientemente fortes para substituir as interações soluto–soluto e solvente–solvente? Se sim → dissolve; se não → não dissolve.
  • Regra simples: “semelhante dissolve semelhante”: polar/iónico dissolve em polar; apolar dissolve em apolar.

Resposta

A água dissolve bem \mathrm{NaCl} porque forma interações iono–dipolo que hidratam e estabilizam \mathrm{Na^+} e \mathrm{Cl^-}, e dissolve etanol porque o grupo -\mathrm{OH} do etanol faz ligações de hidrogênio com a água; já o óleo é apolar e não forma ligações fortes com a água, pelo que a água prefere manter suas ligações de hidrogênio (e a mistura seria termodinamicamente desfavorável), logo óleo e água se separam.

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