Solubilidade

Considere o que acontece quando um soluto sólido é adicionado a um solvente líquido. Imediatamente após a adição o estado sólido da estrutura começa a desintegrar-se e, pouco a pouco, moléculas do solvente atacam a superfície do retículo cristalino, removendo partículas do soluto, rodeando-as e, finalmente, dispersando-as.
A facilidade com que isso acontece depende das intensidades relativas de três forças;
1) As forças entre as partículas do soluto antes da dissolução (soluto-soluto);
2) As forças entre as moléculas do solvente antes da dissolução (solvente-solvente);
3)As forças que são formadas entre partículas do soluto e solvente durante o processo de dissolução (soluto-solvente).
Quando a dissolução acontece, forças soluto-soluto são substituídas por soluto-solvente. Em geral, a alta solubilidade de um sólido em um líquido é favorecida pelas fracas forças soluto-soluto (medidas em sólido pela energia reticular) e pelas forças solvente-solvente (medidas pela energia de solvatação)

Uma solução saturada é aquela em equilíbrio com excesso de soluto, ou seria se estivesse presente excesso de soluto (esta definição incomum significa que, se filtrarmos o excesso de soluto não-dissolvido, ainda definimos como solução saturada. O termo saturado denota a maior concentração de soluto que uma solução pode conter e estar em quilíbrio com alguma porção de soluto não-dissolvido com o qual está em contato).

Um solução insaturada é aquela que tem uma concentração de soluto menor do que a de uma solução saturada. (um soluto adicional poderia ser dissolvido em uma solução insaturada, até a solução tornar-se saturada.)

Uma solução supersaturada é aquela em que a concentração do soluto é maior do que a da solução saturaada. A solução supersaturada é instável e seu soluto tende eventualmente a se cristalizar. O equilíbrio de solubilidade não é possível em uma solução supersaturada.

A solubilidade de um soluto em um dado solvente é definida como a concentração da solução saturada, a uma dada temperatura.

Entalpia de solução:
Algumas substâncias dissolvem-se com desprendimento de calor (delta H <0),> 0). O aumento de entalpia em um processo de dissolução é conhecido como calor de solução ou entalpia de solução, delta Hsol, comumente especificado por mol de soluto.
Como indicamos, o calor de dissolução é positivo (energia é absorvida) para algumas substâncias e negativo para outras (energia liberada) para outras. Um processo de dissolução pode ser dividido em duas etapas:
1)A desintegração do retículo cristalino em íons gasosos e isolados
2)A posterior solvatação desses íons por uma quantidade de solvente.
Na primeira etapa, a energia é absorvida é a energia reticular que rompe o retículo, separando os íons. Na segunda, cada íon é solvatado por uma quantidade de moléculas de solvente, onde os dipolos do solvente encaixam-se entorno dos íons imediatamente, puxando-os por forças íon-dipolo. Esse processo chamado solvatação em geral hidratação qiamdo a água é o solvente. A quantidade de energia liberada quando um íon torna-se hidratado é chamada de entalpia de hidratação expressa como delta Hhid, e tem um valor negativo porque indica uma energia liberada.

A dissolução de um gás em água é um processo exotérmico, geralmente. Pequena energia é necessária para separar as moléculas de um gás porque estas moléculas já estão bastante afastadas umas das outras, e são necessárias somente forças fracas de London para superá-las.

Produto de solubilidade é o produto das concentrações molares dos íons na solução saturada.
O produto iônico é semelhante ao quociente reacional, mas aplicado a equilíbrios de solubilidade.

A determinação do Kps a partir das concentrações molares dos íons:
1) Escreva a equação química que descreve o equilíbrio e também a lei desse mesmo equilíbrio.
2)Faça uma tabela de concentrações; nota: quando um sal "insolúvel" é colocado na água pura, as concentrações iniciais desses íons é nula a não ser que haja já um soluto antes.
* Para sais cuja razão entre íons não é 1:1:
A única mudança é na hora da mudança de concentrações na tabela, se temos Ag2CrO4, teremos 2 vezes a solubilidade molar na parte de "mudanças de concentração".

Cálculo da solubilidade molar a partir do Kps: processo inverso ao anterior.

Efeito do íon comum: é a diminuição da solubilidade de um composto iònico através da adição de um íon em comum.
Ex.: CaCO3(s) <--> Ca2+(aq) + CO32-(aq)
1) Adiciona-se CaCl2 a essa solução.
2) O produto iônico excede momentaneamente Kps.
3) Pelo princípio de Le Chatelier, o equiíbrio deslocar-se-á no sentido de consumir parcialmente os íons em excesso, então parte do carbonato também ser usada para precipitar CaCO3.
4) Quando um íon em solução é obtido a partir de mais de um soluto ele é denominado íon comum;
5) Portanto, a adição de um íon em comum torna baixa a solubilidade do CaCO3.

Como determinar se haverá formação de precipitado:
Chamemos produto iônido de PI:
Haverá formação de precipitado: PI>Kps (solução supersaturada)
Não haverá formação de precipitado: PI = Kps (solução saturada)
PI < Kps (solução insaturada).