Explique porque sais de prata (Ag) com halogênios tem sua solubilidade reduzida no decorrer da série: maior solubilidade \mathrm{F}>\mathrm{Cl}>\mathrm{Br}>\mathrm{I} menor solubilidade. Por sua vez, sais de lítio (Li) com halogênios apresentam grande solubilidade com toda a série exceto LiF, que é insolúvel (maior solubilidade \mathrm{LiBr}>\mathrm{LiCl}>\mathrm{LiI}>\mathrm{LiF} menor solubilidade). Qual motivo desta divergência?

Passo 1

O enunciado compara duas séries de solubilidade em água: os haletos de prata, que apresentam \mathrm{AgF}>\mathrm{AgCl}>\mathrm{AgBr}>\mathrm{AgI}
e os haletos de lítio, com \mathrm{LiBr}>\mathrm{LiCl}>\mathrm{LiI}>\mathrm{LiF}.
Pergunta‐se por que, embora em ambas as séries o anião cresça em tamanho de F– para I–, a tendência de solubilidade é invertida para Ag+ e para Li+. Vamos usar conceitos de termodinâmica (energia reticular vs. energia de hidratação) para entender isso.

Passo 2

Quando um sal se dissolve, a variação de energia livre padrão é
\Delta G^\circ_\text{diss} \approx \Delta H_\text{lattice} + \Delta H_\text{hidr} - T\,\Delta S,
onde
  • \Delta H_\text{lattice} é a energia reticular positiva (romper o sal sólido),
  • \Delta H_\text{hidr} é a entalpia de hidratação negativa (interação íon–água),
  • \Delta S é a variação de entropia (geralmente menor em magnitude).
    Um sal é solúvel se \Delta G^\circ_\text{diss} for negativa ou pouco positiva (para permitir alguma dissolução). A competição principal é entre \Delta H_\text{lattice} e \Delta H_\text{hidr}.

Passo 3

No caso de AgX, o cátion Ag+ tem raio relativamente grande e carga única, produzindo energias de hidratação moderadas. Ao descer na série de haletos (F– para I–):
  • \Delta H_\text{lattice} diminui, pois o haleto fica maior e a rede cristalina fica menos “apertada”.
  • Mas \Delta H_\text{hidr} também diminui muito, porque íons maiores são hidratados com menor ganho de energia.
    Para AgX a redução em \Delta H_\text{hidr} ao passar de F– para I– é mais acentuada que a queda em \Delta H_\text{lattice}. Logo, a dissolução fica progressivamente menos favorável e a solubilidade cai: \mathrm{AgF}>\mathrm{AgCl}>\mathrm{AgBr}>\mathrm{AgI}.

Passo 4

Já no caso de LiX, Li+ é um cátion muito pequeno com altíssima densidade de carga, sofrendo hidratação muito forte (grande |\Delta H_\text{hidr}|) independentemente do haleto. Ao variar o anião:
  • \Delta H_\text{lattice} diminui de LiF para LiI (rede menos densa),
  • \Delta H_\text{hidr} também diminui, mas permanece grande o suficiente para compensar a energia reticular em quase todos os casos.
    Só em LiF, devido ao tamanho muito pequeno de ambos Íon Li+ e F–, \Delta H_\text{lattice} é tão enorme que nem mesmo a forte hidratação de Li+ basta para torná-lo muito solúvel. Por isso LiF é praticamente insolúvel, enquanto LiCl, LiBr e LiI seguem solubilidades altas: \mathrm{LiBr}>\mathrm{LiCl}>\mathrm{LiI}>\mathrm{LiF}.

Passo 5

Em resumo, a divergência vem do fato de que Ag+ é pouco hidratado e, portanto, a queda na energia de hidratação ao usar haletos maiores domina a tendência; já Li+ é fortemente hidratado, fazendo com que a hidratação vença quase sempre a energia reticular, exceto no caso extremo de LiF.

Resposta

A diferença na solubilidade entre AgX e LiX se explica pela competição entre energia reticular \Delta H_\text{lattice} e entalpia de hidratação \Delta H_\text{hidr}:
  • Para AgX, catião pouco hidratado ⇒ a diminuição de |\Delta H_\text{hidr}| ao usar haletos maiores domina, reduzindo a solubilidade de AgF a AgI.
  • Para LiX, catião muito hidratado ⇒ o grande |\Delta H_\text{hidr}| de Li+ compensa \Delta H_\text{lattice} mesmo com haletos grandes, mantendo alta solubilidade, exceto em LiF onde a energia reticular é extrema.

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