11.2: O processo de dissolução

Objetivos de

Ao final desta seção, você poderá:

• Descreva as propriedades básicas das soluções e como elas se formam
• Preveja se uma determinada mistura produzirá uma solução com base nas propriedades moleculares de seus componentes
• Explique por que algumas soluções produzem ou absorvem calor quando se formam

Um capítulo anterior deste texto introduziu soluções, definidas como misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. Freqüentemente, um componente de uma solução está presente em uma concentração significativamente maior, caso em que é chamado de solvente. Os outros componentes da solução presentes em concentrações relativamente menores são chamados de solutos. O açúcar é um sólido covalente composto por moléculas de sacarose, C ₁₂ H ₂₂ O ₁₁. Quando esse composto se dissolve na água, suas moléculas se distribuem uniformemente entre as moléculas de água:

$${\text{C}}_{12}{\text{H}}_{22}{\text{O}}_{11}(s)⟶{\text{C}}_{12}{\text{H}}_{22}{\text{O}}_{11}(\mathrm{uma}q)$$

O subscrito “aq” na equação significa que as moléculas de sacarose são solutos e, portanto, estão dispersas individualmente pela solução aquosa (a água é o solvente). Embora as moléculas de sacarose sejam mais pesadas do que as moléculas de água, elas permanecem dispersas por toda a solução; a gravidade não faz com que elas “se estabilizem” com o tempo.

O dicromato de potássio, K ₂ Cr ₂ O ₇, é um composto iônico composto por íons potássio incolores, K ⁺ e íons dicromato de laranja,$\text{C}{\text{r}}_2{\text{O}}_7{}^{\text{2−}}.$Quando uma pequena quantidade de dicromato de potássio sólido é adicionada à água, o composto se dissolve e se dissocia para produzir íons potássio e íons dicromato uniformemente distribuídos por toda a mistura (Figura 11.2), conforme indicado nesta equação:

$${\text{K}}_2\text{C}{\text{r}}_2{\text{O}}_7(s)⟶2{\text{K}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+\text{C}{\text{r}}_2{\text{O}}_7{}^{\text{2−}}(\mathrm{uma}q)$$

Tal como acontece com a mistura de açúcar e água, essa mistura também é uma solução aquosa. Seus solutos, íons potássio e dicromato, permanecem dispersos individualmente entre as moléculas de solvente (água).

Figura 11.2 Quando o dicromato de potássio (K ₂ Cr ₂ O ₇) é misturado com água, ele forma uma solução homogênea de laranja. (crédito: modificação do trabalho de Mark Ott)

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Visite este laboratório virtual para ver simulações da dissolução de substâncias covalentes e iônicas comuns (açúcar e sal) na água.

A água é usada com tanta frequência como solvente que a palavra solução passou a significar uma solução aquosa para muitas pessoas. No entanto, quase qualquer gás, líquido ou sólido pode atuar como solvente. Muitas ligas são soluções sólidas de um metal dissolvido em outro; por exemplo, moedas americanas de cinco centavos contêm níquel dissolvido em cobre. O ar é uma solução gasosa, uma mistura homogênea de nitrogênio, oxigênio e vários outros gases. O oxigênio (um gás), o álcool (um líquido) e o açúcar (um sólido) se dissolvem em água (um líquido) para formar soluções líquidas. A Tabela 11.1 dá exemplos de várias soluções diferentes e as fases dos solutos e solventes.

Diferentes tipos de soluções

Solução	Soluto	Solvente
ar	O (2 g)	N (2 g)
refrigerantes ^1	CO 2 (g)	H 2 (L)
hidrogênio em paládio	H (2 g)	Pd (s)
álcool isopropílico	H 2 (L)	C 3 H 8 O (l) (2-propanol)
Água salgada	NaCl (s)	H 2 (L)
latão	Zn (s)	Taça (s)

Tabela 11.1

As soluções apresentam essas características definidoras:

• Eles são homogêneos; depois que uma solução é misturada, ela tem a mesma composição em todos os pontos (sua composição é uniforme).
• O estado físico de uma solução — sólido, líquido ou gasoso — é normalmente o mesmo do solvente, conforme demonstrado pelos exemplos na Tabela 11.1.
• Os componentes de uma solução estão dispersos em escala molecular; eles consistem em uma mistura de partículas de soluto separadas (moléculas, átomos e/ou íons), cada uma cercada por espécies de solventes.
• O soluto dissolvido em uma solução não se sedimentará ou se separará do solvente.
• A composição de uma solução, ou as concentrações de seus componentes, podem variar continuamente (dentro dos limites determinados pela solubilidade dos componentes, discutidos em detalhes posteriormente neste capítulo).

A formação de soluções

A formação de uma solução é um exemplo de processo espontâneo, um processo que ocorre sob condições especificadas sem a necessidade de energia de alguma fonte externa. Às vezes, uma mistura é agitada para acelerar o processo de dissolução, mas isso não é necessário; uma solução homogênea se formará eventualmente. O tópico da espontaneidade é extremamente importante para o estudo da termodinâmica química e é tratado mais detalhadamente em um capítulo posterior deste texto. Para fins da discussão deste capítulo, bastará considerar dois critérios que favorecem, mas não garantem, a formação espontânea de uma solução:

1. uma diminuição na energia interna do sistema (uma mudança exotérmica, conforme discutido no capítulo anterior sobre termoquímica)
2. uma maior dispersão da matéria no sistema (o que indica um aumento na entropia do sistema, como você aprenderá no capítulo posterior sobre termodinâmica)

No processo de dissolução, uma mudança interna de energia geralmente, mas nem sempre, ocorre quando o calor é absorvido ou evoluído. Um aumento na dispersão da matéria sempre ocorre quando uma solução se forma a partir da distribuição uniforme das moléculas de soluto em um solvente.

Quando as forças intermoleculares de atração entre as espécies de soluto e solvente em uma solução não são diferentes das presentes nos componentes separados, a solução é formada sem nenhuma mudança de energia associada. Essa solução é chamada de solução ideal. Uma mistura de gases ideais (ou gases como hélio e argônio, que se aproximam muito do comportamento ideal) é um exemplo de solução ideal, já que as entidades que compõem esses gases não experimentam atrações intermoleculares significativas.

Quando recipientes de hélio e argônio são conectados, os gases se misturam espontaneamente devido à difusão e formam uma solução (Figura 11.3). A formação dessa solução envolve claramente um aumento na dispersão da matéria, uma vez que os átomos de hélio e argônio ocupam um volume duas vezes maior do que o que cada um ocupava antes da mistura.

Figura 11.3 Amostras de hélio e argônio se misturam espontaneamente para dar uma solução.

Soluções ideais também podem se formar quando líquidos estruturalmente similares são misturados. Por exemplo, misturas dos álcoois metanol (CH ₃ OH) e etanol (C ₂ H ₅ OH) formam soluções ideais, assim como misturas de hidrocarbonetos pentano, C ₅ H ₁₂ e hexano, C ₆ H ₁₄. A colocação de metanol e etanol, ou pentano e hexano, nas lâmpadas mostradas na Figura 11.3 resultará na mesma difusão e subsequente mistura desses líquidos que é observada para os gases He e Ar (embora a uma taxa muito mais lenta), produzindo soluções sem mudança significativa na energia. Ao contrário de uma mistura de gases, no entanto, os componentes dessas soluções líquido-líquido, de fato, experimentam forças de atração intermoleculares. Mas como as moléculas das duas substâncias que estão sendo misturadas são estruturalmente muito semelhantes, as forças de atração intermoleculares entre moléculas semelhantes e diferentes são essencialmente as mesmas, e o processo de dissolução, portanto, não acarreta nenhum aumento ou diminuição apreciável na energia. Esses exemplos ilustram como o aumento da dispersão de matéria por si só pode fornecer a força motriz necessária para causar a formação espontânea de uma solução. Em alguns casos, no entanto, as magnitudes relativas das forças de atração intermoleculares entre as espécies de soluto e solvente podem impedir a dissolução.

Três tipos de forças atrativas intermoleculares são relevantes para o processo de dissolução: soluto-soluto, solvente-solvente e solvente soluto. Conforme ilustrado na Figura 11.4, a formação de uma solução pode ser vista como um processo gradual no qual a energia é consumida para superar as atrações soluto-soluto e solvente-solvente (processos endotérmicos) e liberada quando as atrações soluto-solvente são estabelecidas (um processo exotérmico referido como como solvatação). As magnitudes relativas das mudanças de energia associadas a esses processos graduais determinam se o processo de dissolução geral liberará ou absorverá energia. Em alguns casos, as soluções não se formam porque a energia necessária para separar as espécies de soluto e solvente é muito maior do que a energia liberada pela solvatação.

Figura 11.4 Esta representação esquemática da dissolução mostra um processo gradual envolvendo a separação endotérmica de espécies de soluto e solvente (etapas 1 e 2) e solvatação exotérmica (Etapa 3).

Considere o exemplo de um composto iônico se dissolvendo na água. A formação da solução requer que as forças eletrostáticas entre os cátions e os ânions do composto (soluto-soluto) sejam superadas completamente à medida que forças atrativas são estabelecidas entre esses íons e as moléculas de água (soluto-solvente). A ligação de hidrogênio entre uma fração relativamente pequena das moléculas de água também deve ser superada para acomodar qualquer soluto dissolvido. Se as forças eletrostáticas do soluto forem significativamente maiores do que as forças de solvatação, o processo de dissolução é significativamente endotérmico e o composto pode não se dissolver em uma extensão apreciável. O carbonato de cálcio, o principal componente dos recifes de coral, é um exemplo desse composto iônico “insolúvel” (veja a Figura 11.1). Por outro lado, se as forças de solvatação forem muito mais fortes do que as forças eletrostáticas do composto, a dissolução é significativamente exotérmica e o composto pode ser altamente solúvel. Um exemplo comum desse tipo de composto iônico é o hidróxido de sódio, comumente conhecido como soda cáustica.

Conforme observado no início deste módulo, a formação espontânea de soluções é favorecida, mas não garantida, pelos processos de dissolução exotérmica. Enquanto muitos compostos solúveis, de fato, se dissolvem com a liberação de calor, alguns se dissolvem endotermicamente. O nitrato de amônio (NH ₄ NO ₃) é um desses exemplos e é usado para fazer compressas frias instantâneas, como a ilustrada na Figura 11.5, que são usadas para tratar lesões. Um saco plástico de água de paredes finas é selado dentro de um saco maior com NH ₄ NO ₃ sólido. Quando a bolsa menor é quebrada, uma solução de NH ₄ NO ₃ se forma, absorvendo o calor do ambiente (a área lesada na qual a embalagem é aplicada) e fornecendo uma compressa fria que diminui o inchaço. Dissoluções endotérmicas como esta requerem uma maior entrada de energia para separar as espécies de soluto do que é recuperada quando os solutos são solvatados, mas, no entanto, são espontâneas devido ao aumento da desordem que acompanha a formação da solução.

Figura 11.5 Uma câmara fria instantânea esfria quando certos sais, como o nitrato de amônio, se dissolvem na água — um processo endotérmico.

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Assista a este breve vídeo que ilustra os processos de dissolução endotérmica e exotérmica.

Notas de pé

• 1 Se forem observadas bolhas de gás dentro do líquido, a mistura não é homogênea e, portanto, não é uma solução.