Explique o porquê alguns compostos do Grupo 2 são menos solúveis quando comparados aos seus análogos do Grupo 1, por exemplo NaOH e \mathrm{Mg}(\mathrm{OH})_{2}.

Passo 1

O enunciado pede para entendermos por que, em geral, as hidróxidos do Grupo 2 são menos solúveis em água que os análogos do Grupo 1. O exemplo dado é \text{NaOH} (muito solúvel) versus \mathrm{Mg}(\mathrm{OH})_{2} (praticamente insolúvel). Aqui o conteúdo-chave é termoquímica de dissolução de sais iônicos: energia reticular (energia para separar o sólido em íons) versus energia de hidratação (energia liberada quando os íons interagem com a água).

Passo 2

Quando um sal iônico se dissolve ocorre basicamente duas etapas termodinâmicas:
  1. Separar os íons no estado cristalino, fornecendo a energia reticular U.
  2. Hidratar cada íon, liberando energia de hidratação \Delta H_\mathrm{hid}.
    A entalpia total de dissolução é
\Delta H_\mathrm{sol} = U + \sum \Delta H_\mathrm{hid}\,.
Para a dissolução ser fácil (solubilidade alta) geralmente queremos \Delta H_\mathrm{sol} \le 0 ou pouco positivo, compensado pela entropia.

Passo 3

No caso de \text{NaOH}, o cátion \mathrm{Na}^+ tem carga +1 e raio iônico relativamente grande. Isso gera uma energia reticular moderada. Por outro lado, a hidratação de \mathrm{Na}^+ e de \mathrm{OH}^- libera bastante energia, de modo que
\Delta H_\mathrm{sol}(\text{NaOH})\approx U(\text{NaOH}) + \Delta H_\mathrm{hid}(\mathrm{Na}^+) + \Delta H_\mathrm{hid}(\mathrm{OH}^-) \lesssim 0
e a dissolução é espontânea em água, resultando em alta solubilidade.

Passo 4

Para \mathrm{Mg}(\mathrm{OH})_{2}, o cátion \mathrm{Mg}^{2+} tem carga +2 e raio iônico menor, o que leva a uma energia reticular muito mais negativa (isto é, o cristal é muito mais estável). Embora a hidratação de \mathrm{Mg}^{2+} seja também intensa, ela não compensa totalmente esse forte ancoramento cristalino. Esquematicamente:
U\bigl(\mathrm{Mg}(\mathrm{OH})_{2}\bigr)\ll U(\text{NaOH})\quad\text{(mais exergônico em valor absoluto)},ô
enquanto
\Delta H_\mathrm{hid}(\mathrm{Mg}^{2+}) > \Delta H_\mathrm{hid}(\mathrm{Na}^+)
mas não o bastante para inverter o sinal de \Delta H_\mathrm{sol}.

Passo 5

Como consequência termodinâmica, a entalpia de dissolução de \mathrm{Mg}(\mathrm{OH})_{2} permanece fortemente positiva ou pouco negativa, de forma que pouca substância se dissolve antes que o equilíbrio de solubilidade seja atingido. Isso corresponde a um produto de solubilidade K_\mathrm{sp} muito baixo, de onde decorre a aparência “insolúvel” do hidróxido de magnésio.

Resposta

A menor solubilidade de \mathrm{Mg}(\mathrm{OH})_{2} em comparação com \text{NaOH} deve-se ao fato de o cátion \mathrm{Mg}^{2+} gerar uma energia reticular muito maior (mais negativa) que não é plenamente compensada pela energia de hidratação, resultando em uma entalpia de dissolução pouco favorável (e, portanto, baixo K_\mathrm{sp}).

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