Qual seria o melhor solvente, água ou benzeno, para cada uma das seguintes substâncias:
KCl

Passo 1

O que o enunciado pede: escolher, entre água e benzeno, qual é o melhor solvente para a substância KCl.
Informações relevantes do enunciado (implícitas na escolha de solventes): água é um solvente polar; benzeno é um solvente apolar. A substância a analisar é KCl (cloreto de potássio).

Passo 2

Entendendo a natureza de KCl (o que foi dado): KCl é um sal iônico formado por íons \mathrm{K^+} e \mathrm{Cl^-}. Isso significa que, no sólido, os íons estão firmemente atraídos entre si por forças eletrostáticas (ligações iônicas) formando uma rede cristalina. Para dissolver KCl é preciso separar esses íons da rede e estabilizá‑los no solvente.

Passo 3

Princípio qualitativo importante: “semelhante dissolve semelhante”. Isso quer dizer que solventes polares tendem a dissolver solutos polares ou iônicos, porque conseguem interagir fortemente com cargas ou dipolos; solventes apolares dissolvem melhor solutos apolares (como óleos, hidrocarbonetos). KCl é iônico (carga completa nos íons), portanto espera‑se que um solvente polar o dissolva bem, enquanto um solvente apolar não consiga estabilizar íons.

Passo 4

Mecanismo físico que explica isso (passo a passo, com fórmulas simples):
  • Para que KCl sólido se dissolva, é preciso gastar energia para separar os íons da rede cristalina (energia de reticulado, chamada aqui de \Delta H_{\text{lattice}}, positiva).
  • Em seguida, quando cada íon entra em contato com moléculas do solvente, há liberação de energia pela solvatação (no caso da água, chama‑se hidratação), essa energia é \Delta H_{\text{solv}} (típica negativa, porque é liberada).
  • A dissolução será energeticamente favorável se a energia liberada pela solvatação compensar a energia necessária para quebrar a rede cristalina, isto é, de forma simplificada:
\lvert \Delta H_{\text{solv}}\rvert \gtrsim \Delta H_{\text{lattice}}.
  • Solventes polares, como a água, conseguem interagir fortemente com íons por interações íon‑dipolo; solventes apolares, como o benzeno, não apresentam dipolo suficiente para estabilizar cargas.

Passo 5

Ponto técnico que reforça a explicação: o efeito do meio sobre a força eletrostática entre ionos é medido pela constante dielétrica (permitividade relativa) \epsilon_r. A lei de Coulomb em um meio uniforme pode ser escrita como
F=\dfrac{1}{4\pi\epsilon_0\epsilon_r}\dfrac{q_1 q_2}{r^2},
onde q_1,q_2 são as cargas dos íons, r é a distância entre eles, \epsilon_0 é a permitividade do vácuo e \epsilon_r é a constante dielétrica do solvente. Um \epsilon_r maior reduz a força de atração entre íons, facilitando a separação e a solvatação. Valores típicos (aproximações):
\epsilon_r(\text{água})\approx78,\qquad \epsilon_r(\text{benzeno})\approx2{,}3.á
Como \epsilon_r da água é muito maior, a atração entre \mathrm{K^+} e \mathrm{Cl^-} fica muito mais atenuada na água do que no benzeno, tornando a dissolução em água muito mais favorável.

Passo 6

Conclusão prática e direta (como fazer na prova): diante da escolha entre água (solvente polar, alto \epsilon_r, capaz de formar interações íon‑dipolo e solvatar íons) e benzeno (solvente apolar, baixo \epsilon_r, sem habilidade para estabilizar íons), o melhor solvente para dissolver KCl é a água. Em benzeno KCl praticamente não se dissolve porque os íons não são estabilizados pelo meio apolar.

Passo 7

Resumo final curto para decorar e usar na prova: KCl é iônico → precisa de solvente polar que faça solvatção/hidratação forte → água é polar e tem grande constante dielétrica → água dissolve KCl; benzeno não.

Resposta

Água

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