Do ponto de vista atômico e molecular como podemos explicar a dissolução de um composto iônico em um solvente polar? E a dissolução de um composto molecular?
Passo 1
O que o enunciado pede: explicar, do ponto de vista atômico/molecular, (1) como um composto iônico se dissolve em um solvente polar e (2) como um composto molecular se dissolve. Informações dadas: nenhuma numérica — a pergunta é conceitual. Vou tratar separadamente os dois casos, explicando os mecanismos microscópicos, os fatores energéticos e dando exemplos comuns (por exemplo,
em água, sacarose em água, óleo em hexano).
Passo 2
Primeira ideia-chave que vamos usar (critério termodinâmico): uma substância se dissolve espontaneamente se a variação da energia livre de Gibbs for negativa:
onde
é a entalpia da solução (energia trocada por calor),
é a variação de entropia (desordem) e
é a temperatura. Vou sempre relacionar o que ocorre a nível atômico às contribuições de
e
.
Passo 3
Visão microscópica do que significa “dissolver” um composto iônico: partir de um sólido iônico (rede cristalina) e terminar com íons separados e rodeados por moléculas do solvente (solvatação/hidratação). Etapas microscópicas:
- Quebra da rede iônica: é preciso separar íons que estão fortemente ligados na rede. Isso consome energia; essa energia é medida pela energia (entalpia) reticular
. Para quebrar a rede, o sistema precisa receber, em geral, uma entalpia positiva (endotérmica). - Solvatação (no caso de água chama-se hidratação): cada íon fica cercado por moléculas do solvente que se orientam formando interações ion‑dipolo. Essa formação de ligações ion‑dipolo libera energia (entropicamente e entalpicamente favorável em parte) — chamaremos
(geralmente negativa, exo). - A orientação das moléculas do solvente reduz a energia potencial entre os íons e facilita sua separação: isso pode ser entendido também pela constante dielétrica
do solvente. A energia coulombiana entre dois íons tem a forma
ou seja, quanto maior
, menor a atração entre íons dentro do meio, então solventes de alta constante dielétrica (como água,
) “amortecem” a força entre cargas e favorecem dissolução.
Passo 4
Ligando as etapas ao balanço energético para sais iônicos:
- Energia necessária para separar a rede:
(consumida). - Energia liberada ao solvar/hidratar íons:
(liberada).
A entalpia total da solução é, de forma simplificada,
Se
for muito positiva, a dissolução será dificultada por termo; se for negativa (ou pequena), a dissolução termo não impede e a dissolução pode ocorrer. Mesmo quando
é ligeiramente positiva, a contribuição entropica
(os íons ficam dispersos e aumentam muito a desordem) pode tornar
negativo e, portanto, a dissolução espontânea.
Passo 5
Exemplo concreto e imagem mental (sem figura):
em água.
- Átomos/moléculas: o sólido é formado por
e fortemente ligados na rede. - Ao entrar em contato com água, moléculas de água se orientam: o oxigênio (parcialmente negativo) aponta para
, e os hidrogênios (parcialmente positivos) apontam para . Isso forma uma “capa de solvatação” ao redor de cada íon (uma camada de hidratação). - Microscopicamente, as moléculas de água competem com os íons vizinhos da rede, e se a energia liberada pela hidratação compensar a energia de quebra da rede (ou com o auxílio de ganho entropico), os íons ficam solvatados e a solução se forma.
- Por isso sais com alta carga (por ex.
, ) têm hidratação muito forte e às vezes solubilidades mais complexas (precipitação de hidróxidos, etc.).
Passo 6
Por que sais geralmente não se dissolvem em solventes apolares:
- Solventes apolares (ex.: hexano) têm baixa constante dielétrica (
pequena) e não têm dipolos ou grupos H‑ligantes capazes de formar interações fortes com íons. Portanto (ou melhor, no solvente apolar) é fraco e não compensa . - Consequência: íons permanecem juntos na rede; sal não solubiliza — por isso “sais não se dissolvem em óleo/hexano”.
Passo 7
Agora o caso de compostos moleculares (não iônicos). Aqui o que ocorre microscopicamente é diferente:
- Um composto molecular em estado sólido ou líquido tem forças intermoleculares entre suas moléculas: ligações de hidrogênio, dipolo‑dipolo, forças de dispersão (London).
- Para dissolver, é preciso:
- Separar moléculas do soluto entre si (quebra de forças soluto–soluto).
- Abrir espaço no solvente (quebra de algumas interações solvente–solvente).
- Formar interações soluto–solvente.
- O balanço energético é, novamente,
(quebra menos formação) e a entropia muda (geralmente aumento porque as moléculas do soluto ficam dispersas).
Passo 8
Regra prática e explicação microscópica: “semelhante dissolve semelhante”.
- Se o soluto molecular é polar ou pode formar ligações de hidrogênio (ex.: sacarose, etanol), então ele pode formar interações fortes com água (dipolo–dipolo, ligações H),
tende a ser favorável (ou pouco desfavorável) e positivo — boa solubilidade em água. - Se o soluto é apolar (ex.: hexano, óleo, iodo), as interações predominantes são forças de dispersão fracas; essas moléculas interagem melhor com solventes apolares porque dissolução em água exigiria romper a estrutura de rede de água e não haveria novas interações fortes para compensar. Assim
fica desfavorável e não se torna negativo — soluto apolar não solubiliza em água, mas dissolve bem em solventes apolares.
Passo 9
Ilustração comparativa (palavras simples):
- Íon em água: forte interação ion‑dipolo + alta constante dielétrica + aumento de entropia por separação de cargas → favorece dissolução quando hidratação compensa rede.
- Molécula polar (ex.: açúcar) em água: formação de ligações H e interação dipolo‑dipolo com água + ganho entropia → favorece dissolução.
- Molécula apolar em água: pouca ou nenhuma interação favorável com água, custo de separar água e soluto grande → não dissolve; mas dissolve em solventes apolares por compatibilidade das forças de dispersão.
Passo 10
Observações práticas e exceções rápidas (como amigo que te dá truques para a prova):
- Sempre pense em três termos: energia para separar o soluto, energia para abrir espaço no solvente, energia de formação de interações soluto‑solvente; e a entropia final.
- Use
para julgar espontaneidade qualitativa: se for moderadamente positivo mas for grande positiva (muitos íons dispersos), ainda pode dissolver. - Íons muito pequenos com carga alta têm
muito grande e, apesar de hidratar forte, podem ter baixa solubilidade ou formar complexos/precipitados. - Ligações de hidrogênio têm papel central: compostos capazes de doar/aceitar H (OH, NH) costumam se dissolver bem em água.
Resposta
Composto iônico: a dissolução envolve a separação da rede iônica (consumo de energia, entalpia reticular
) seguida de solvatação/hidratação dos íons (libera energia devido a interações ion‑dipolo). Solventes polares com alta constante dielétrica diminuem a atração coulombiana entre íons e permitem que a energia liberada pela hidratação e o aumento de entropia tornem
negativo, favorecendo a dissolução (ex.:
em água).\nComposto molecular: a dissolução exige quebrar as interações soluto–soluto e algumas solvente–solvente e formar interações soluto–solvente; quando essas novas interações têm força comparável (p.ex. ligações de hidrogênio ou fortes dipolos) a dissolução ocorre (ex.: sacarose em água). Se o soluto for apolar, não encontra interações favoráveis em solvente polar e tende a não dissolver (por isso “semelhante dissolve semelhante”).