Solventes e solubilidade

Como determinar o solvente e o princípio da seletividade

Para definir o componente de uma fase mista como solvente, baseamo-nos em dois critérios:

1. Estado físico: o solvente determina a fase. Uma solução aquosa de sal é líquida porque a água é líquida.
2. Fator quantitativo: quando dois líquidos são misturados, o solvente é aquele cuja quantidade de matéria (em mols) é maior. Por exemplo, em uma mistura de 56% de etanol e 44% de água, o solvente será a água, uma vez que o número de mols de água nessa proporção é duas vezes maior.

A previsão da solubilidade baseia-se na regra «semelhante dissolve semelhante». A água lida perfeitamente com moléculas oxigenadas e sais binários. Líquidos orgânicos (benzeno, hexano, dicloroetano, álcoois) dissolvem substâncias orgânicas. Por exemplo, uma mancha de gordura não sai com água, mas dissolve-se facilmente em benzina.

Estágios de saturação da solução

A capacidade de uma substância se dissolver tem um limite. Dependendo da concentração, distinguem-se três estados do sistema:

• Solução não saturada: o soluto adicionado continua a se dissolver ativamente.
• Solução saturada: atinge-se o equilíbrio entre o precipitado e o soluto dissolvido. A uma dada temperatura, a substância deixa de passar para a fase líquida. A adição de novas porções apenas aumentará a massa do precipitado no fundo, mas a concentração da solução permanecerá inalterada.
• Solução supersaturada: sistema metaestável (instável) que contém mais soluto do que o limite de saturação permite. Geralmente obtida por resfriamento cuidadoso. Na ausência de centros de cristalização, o precipitado não se forma, mas o menor estímulo (atrito com um bastão, adição de um cristal de semente) desencadeia a cristalização instantânea. Um exemplo clássico é o acetato de sódio, que ao cristalizar se transforma em «gelo quente».

Termodinâmica e dependência da temperatura

O processo de dissolução em si é uma combinação de dois processos energéticos opostos. A ruptura da rede cristalina consome energia (a temperatura cai — processo físico endotérmico). A interação das partículas com o solvente, como a formação de hidratos, libera energia (a temperatura sobe — processo químico exotérmico).

Dependendo de qual processo predomina, a solução pode se aquecer (como com o cloreto de cálcio) ou se resfriar acentuadamente (como com o nitrato de amônio). Disso decorre a regra termodinâmica:

• Se a dissolução absorve calor, o aquecimento aumentará a solubilidade.
• Se a dissolução libera calor, o aquecimento reduzirá a solubilidade.

Para os gases, a regra é inequívoca: ao aquecer o líquido, a solubilidade de quaisquer gases sempre diminui. A fervura permite remover completamente os gases dissolvidos na água.

Particularidades da solubilidade de gases e líquidos

Além de substâncias sólidas, gases e outros líquidos também podem se dissolver:

• Líquidos em líquidos: podem se misturar ilimitadamente (água e álcool), apresentar solubilidade limitada com separação de fases (água e éter) ou não se misturar de todo (água e mercúrio).
• Gases em líquidos: ao contrário dos sólidos, a solubilidade dos gases depende diretamente da pressão. Ao abrir uma garrafa de champanhe, a pressão cai bruscamente, a solução torna-se supersaturada e o dióxido de carbono é liberado efervescentemente. Em misturas de gases, a solubilidade de cada componente depende de sua pressão parcial (Lei de Henry-Dalton).

O que mais estudar sobre o tema

• Cálculo da fração mássica em solução saturada através do coeficiente $K_s$
• O aparato matemático da Lei de Henry-Dalton
• Estequiometria do preparo de soluções a partir de hidratos cristalinos
• Recristalização como método de purificação de sólidos contra impurezas
• Análise de gráficos de solubilidade de sais em função da temperatura

Outros tópicos da seção "Capítulo 4. Soluções"

Material preparado por professores da WhiteCoat Pro de acordo com o currículo de medicina. Possui caráter educacional.