Solubilidade de Sólidos em Líquidos

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Solubilidade de Sólidos em Líquidos 
 
A solubilidade é a capacidade que uma substância (o soluto) tem de se dissolver em 
outra (o solvente), formando uma solução homogênea. Essa propriedade é geralmente expressa 
como a quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida em uma quantidade 
determinada de solvente sob certas condições de temperatura e pressão. 
Para que isso ocorra, as forças de atração entre soluto e solvente devem ser 
suficientemente intensas para superar as interações que mantêm as partículas do soluto unidas. 
 
Solubilidade de compostos moleculares 
Em sólidos moleculares apolares, como o iodo (I₂), as forças de coesão são 
predominantemente forças de dispersão de London, relativamente fracas e, por isso, mais 
facilmente vencidas por interações com solventes apolares, como o tetracloreto de carbono 
(CCl₄). Assim, iodo é apreciavelmente solúvel em CCl₄, mas apenas ligeiramente solúvel em 
água, devido à forte coesão entre as moléculas polares da água, que não é rompida facilmente 
por espécies apolares. 
Já a sacarose, um sólido molecular polar é solúvel em água devido à formação de 
ligações de hidrogênio entre seus grupos hidroxila e os das moléculas do solvente. Por outro 
lado, esse tipo de interação intermolecular forte não ocorre com solventes apolares, como o 
hexano, o que torna a sacarose insolúvel nesse meio. De forma geral, moléculas polares não se 
solubilizam em solventes apolares, pois as fracas interações soluto-solvente não compensam a 
coesão do sólido. 
Solubilidade de compostos iônicos 
Sólidos iônicos, mantidos por intensas forças eletrostáticas entre íons de cargas opostas, 
são geralmente solúveis em solventes polares. A água, por exemplo, é capaz de romper uma 
rede iônica, como a do NaCl, graças à sua elevada polaridade e à formação de interações íon-
dipolo com os íons liberados. Já em solventes apolares, como a gasolina, essas interações não 
ocorrem, o que inviabiliza a dissolução. 
Durante a dissolução de um sal em água, os íons do retículo cristalino são separados e 
passam a ser envolvidos por moléculas de solvente — processo conhecido como hidratação. 
Próximo a um cátion, as moléculas de água orientam seus dipolos com a extremidade negativa 
(oxigênio) voltada para o íon positivo; no caso de um ânion, a extremidade positiva (hidrogênios) 
é direcionada para o centro de carga negativa. 
Essa organização orientada das moléculas de água ao redor de cada íon reduz a 
intensidade das interações eletrostáticas entre eles, impedindo sua recombinação imediata. 
Solventes apolares não conseguem nem romper o retículo iônico nem promover essa separação 
eletrostática, razão pela qual não solubilizam sais. 
A conhecida regra “semelhante dissolve semelhante” resume bem a tendência geral de 
solubilidade, mas possui exceções. Algumas substâncias com forças intermoleculares similares 
não se dissolvem mutuamente, como ocorre com certos sais que, mesmo em água, permanecem 
insolúveis. Isso exige uma análise mais profunda dos aspectos energéticos envolvidos na 
dissolução. 
Aspectos Energéticos da Dissolução 
A solubilidade de compostos iônicos depende da superação da atração eletrostática entre 
os íons no retículo cristalino. Para avaliar se um sal se dissolve em um solvente como a água, 
é necessário considerar a entalpia de dissolução (ΔHsol), que representa a variação de entalpia 
durante a formação de uma solução sob pressão constante. Esse valor resulta do balanço 
energético entre três etapas principais: separação das partículas do soluto, reorganização do 
solvente e interação entre soluto e solvente, expressa pela equação: 
ΔHsol = ΔH(soluto-solvente) – ΔH(soluto-soluto) – ΔH(solvente-solvente) 
Dentre essas interações, a coesão entre íons no retículo (soluto-soluto) é especialmente 
intensa, exigindo energia significativa para ser rompida. No entanto, cada íon dissolvido interage 
com diversas moléculas de água por meio de forças íon-dipolo, o que gera um grande número 
de interações favoráveis. Por isso, a energia da solvatação (soluto-solvente) frequentemente 
compensa, ou se aproxima da energia da coesão iônica. Já as interações entre moléculas de 
solvente tornam-se secundárias, pois são rompidas localmente ao redor dos íons. 
 
De forma simplificada, a entalpia de dissolução pode ser expressa por duas etapas: 
1. Entalpia de rede (ΔHr) — energia absorvida para separar os íons do cristal (etapa 
endotérmica); 
2. Entalpia de solvatação ou hidratação (ΔHhid) — energia liberada quando os íons 
interagem com o solvente (etapa exotérmica). 
 
ΔHsol = ΔHr + ΔHhid 
 
O sinal e o valor de ΔHsol dependerão do equilíbrio entre essas duas contribuições. 
 
Energia Livre de Gibbs e Espontaneidade 
Embora a entalpia de dissolução (ΔHsol) forneça informações importantes, ela não 
determina sozinha se o processo de dissolução ocorrerá espontaneamente. Para isso, é 
necessário considerar a variação da energia livre de Gibbs (ΔG), dada por: 
ΔG = ΔH – TΔS 
Nesse contexto, ΔS representa a variação de entropia do sistema, e T, a temperatura 
absoluta. Em geral, a dissolução de um sólido ordenado em um líquido tende a aumentar a 
desordem do sistema, ou seja, ΔS > 0, o que contribui negativamente para ΔG e favorece a 
espontaneidade. Quando ΔH também é negativo, ΔG certamente será negativo, indicando que 
a dissolução é espontânea. 
Contudo, há exceções. Em alguns casos, as moléculas de solvente se organizam 
rigidamente ao redor das partículas de soluto, formam estruturas semelhantes a gaiolas em 
torno do soluto, o que reduz a entropia do sistema (ΔS 0, tornando o processo não espontâneo. Esse é o caso de certos hidrocarbonetos, como o 
heptano, que são insolúveis em água apesar de apresentarem ΔHsol ligeiramente negativo. 
Por outro lado, se ΔH for positivo, a dissolução ainda pode ocorrer espontaneamente, 
desde que o aumento de entropia seja suficientemente alto para que –TΔS 0, o termo –TΔS se torna mais negativo com o aumento da 
temperatura, favorecendo a dissolução. Por isso, muitas substâncias iônicas se tornam mais 
solúveis em temperaturas elevadas, especialmente aquelas cuja dissolução promove maior 
desordem no sistema. 
Além da temperatura, a concentração do soluto também afeta a espontaneidade. 
Mesmo se ΔG for negativo em concentrações baixas, ele pode tornar-se positivo em 
concentrações altas. Um soluto dissolve espontaneamente somente até ΔG = 0. Neste 
ponto, o soluto dissolvido está em equilíbrio com o soluto que não dissolveu – a solução 
está saturada. 
 
Outros fatores importantes são a carga e o tamanho dos íons. Íons pequenos e 
altamente carregados promovem alta energia de rede, tornando a dissolução menos favorecida. 
Em contraste, sais formados por íons de tamanhos muito diferentes geralmente possuem energia 
de rede mais baixa e, portanto, são mais solúveis. 
A solubilidade de sais em água tende a aumentar com o tamanho de cátions ou ânions, 
pois a solvatação gera uma variação entrópica mais favorável. Íons pequenos e altamente 
carregados interagem fortemente com o dipolo da água, induzindo maior organização ao seu 
redor e reduzindo a desordem da solução. Já íons grandes e pouco carregados promovem menor 
ordenação, favorecendo a solubilidade. Por isso, sais formados por íons de baixa carga são 
geralmente solúveis (ex.: metais alcalinos, ClO₄⁻, NO₃⁻, C₂H₃O₂⁻). 
Poucos sais contendo ânions de carga elevada são solúveis, exceto quando combinados 
com cátions univalentes (ex.: Na₂CO₃).Já ânions com baixa razão carga/raio, como os nitratos, 
formam sais solúveis mesmo com cátions pequenos e altamente carregados, pois a variação 
entrópica associada à solvatação do ânion, somada à entalpia de solvatação do sal, geralmente 
compensa a alta energia de rede e a redução de entropia causada pela hidratação do cátion.