Edilson
 
 

Por Stanlei I. Klein

A água é muito provavelmente o composto químico mais comum para todos nós, e isso faz com que nós não demos à ela tanta bola assim. Água é água, e pronto. E daí?

O que acontece é que a água é uma substância completamente fora do normal, com muitas características que lhe são únicas. Vamos explorar aqui algumas delas, que tornam a água um ótimo solvente para sólidos iônicos cristalinos.

Existem DUAS propriedades da água que são responsáveis pelo fato de que ela é um excelente solvente para sólidos iônicos cristalinos.

O primeiro fator que iremos considerar é que a molécula de água é um dipolo. A molécula de água é angular, existindo uma pequena fração de carga negativa no oxigênio central, assim como pequenos resíduos de cargas positivas nos hidrogênios terminais, de formas a que uma pequena separação de cargas existe na molécula, resultando num polo positivo e num polo negativo, ou dois polos, ou um dipolo. Isso é resultado de o oxigênio ter a tendência de atrair para si os elétrons das ligações O-H, portanto tornando-se mais negativo, deixando o hidrogênio mais positivo. É claro que a molécula de água continua neutra, mesmo contando com a ocorrência do dipolo, que é permanente. Outras informações sobre a polaridade das moléculas que podem te auxiliar a visualizar a questão da polaridade você vai achar em

http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/respostas/polaridade.html.
 
 

Porque a água é polar, vai haver uma força de atração chamada íon-dipolo entre uma ponta da água e um íon de carga oposta. No caso do NaCl, por exemplo, poderíamos ter as atrações Na⁺O^{d -}H₂, a letra grega minúscula delta, d , significando o resíduo de densidade de carga presente constantemente sobre o oxigênio da água, enquanto que o íon cloreto seria atraído pelos hidrogênios, numa condição tipo Cl^-H₂^d+O_.

Dessa forma, as moléculas de água tendem a orientar qualquer tipo de íon, e permanecer dessa forma associada com ele. Nós dizemos que o íon está hidratado, ou solvatado. O número de moléculas de água que estão mais diretamente relacionadas com o íon depende do tamanho do íon e da magnitude da sua carga. O lítio forma hidratos do tipo Li(OH₂)⁴⁺, enquanto que o magnésio forma Mg(OH₂)₆²⁺, devido à sua grande carga positiva. Em geral, cátions (íons positivos) pequenos com cargas elevadas são facilmente hidratados, enquanto que cátions grandes, como Sr²⁺ não tem muita tendência a formar os tais hidratos; veja que esses cátions (Li⁺, Mg²⁺, Sr²⁺) tem todos uma configuração eletrônica de gás nobre, portanto a força de atração cátion-O^d-H₂ é apenas aquela chamada íon-dipolo. Um tipo especial de hidrato acontece quando o cátion possui orbitais vazios, como no caso dos metais de transição (os orbitais d, por exemplo). Nesse caso, a água pode formar ligações covalentes dativas com os metais, e os íons hidratados são chamados de complexos - por exemplo, o [Ni(OH₂)₆]²⁺ e o [Fe(OH₂)₆]²⁺. A conclusão geral a ser tirada é: todos os íons quando em solução aquosa são (ou estão) hidratados. Noções sobre complexos, ligações dativas e o que há você pode encontrar em

http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/respostas/dativa.html

Daquilo exposto acima nós poderíamos inferir que existe um número médio de moléculas de água associadas aos íons em solução aquosa. Podemos perceber isso se visualizarmos um equilíbrio do tipo

Onde uma molécula de água é substituída por outra, presente na solução aquosa. O mesmo processo aconteceria com os ânions hidratados. Esse número médio de moléculas de água envolvendo o íon é chamado de número de hidratação, e em geral é pequeno para os ânions. Dos nossos exemplos citados, o número de hidratação para o Mg²⁺ é seis.

Tudo muito bem, mas resta a questão, porquê o processo de hidratação acontece?

Para responder a essa pergunta nós precisamos de um pouco de Físico-Química. Ela nos afirma que um processo químico expontâneo acontece quando duas condições são encontradas:

Condição 1: tendência a se mover para um estado de menor energia (menor entalpia).

Condição 2: tendência a se mover para um estado molecular mais caótico (desordenado, ou de maior entropia).

A Segunda condição é muito fácil de ser visualizada, pois existe uma ordenação muito grande dos íons em um cristal, enquanto que os mesmos íons hidratados movem-se com liberdade pela solução aquosa. A primeira condição tem de ser elaborada um pouquinho para que nós apreciemos uma daquelas propriedades únicas daquele solvente não usual, a água.

Estritamente falando, a mudança de energia que ocorre quando um sólido iônico cristalino se dissolve em água é chamado de calor de solução, e a esse calor nós damos o símbolo D H_sol, a letra grega delta maiúscula, D , geralmente significando "variação de", e o agá maiúsculo o símbolo da entidade física "calor" ou "entalpia". O calor de solução depende das magnitudes relativas das forças de atração entre as partículas do soluto quando ainda no estado sólido, entre as partículas do solvente puro, e entre as partículas do solvente e do soluto, quando já em solução.

Parece complicado quando dito assim, mas não é não. Imagine o processo de dissolução de um sólido iônico cristalino: as forças que servem para "segurar" os íons em um estado dito sólido tem de ser rompidas, ao mesmo tempo em que as forças que unem as moléculas do solvente tem de ser "ajustadas" para que o soluto possa existir em solução; na solução, as forças de atração soluto-solvente tem de ser suficientemente grandes para evitar que as forças soluto-soluto ou solvente-solvente atraiam, para um lado, o solvente puro, e para outro, o soluto cristalino puro, caso em que ocorreria a precipitação, o contrário da dissolução. É essa queda de braço entre as forças a que chamamos de calor de solução.

Falando em termos estritamente físico-químicos, esse embate de forças generalizado como calor de solução é visto como o resultado de várias etapas. Primeiro, a gente calcula a energia reticular do cristal, que é definida como a energia necessária para separar os íons de um mol do sólido à partir de suas posições fixas no retículo cristalino, e levar tais íons a distâncias infinitas uns dos outros em um estado gasoso, de formas a não existir mais nenhuma força de atração entre eles. Para o NaCl poderíamos escrever isso:

Daí nós calculamos a quantidade de energia que vai ser liberada quando esses íons isolados forem hidratados (a energia de hidratação). Essas duas energias tem em geral a magnitude de centenas de quilojoules, mas a diferença entre elas é relativamente pequenina, e pode ser tanto positiva, quanto negativa. Para você ter uma idéia, imagine quanto você vai ter de esquentar algo como sessenta gramas de sal de cozinha (cerca de um mol de NaCl) até que ele vire um gás. A quantidade de energia (calor, no caso), é enorme!

Pois bem. No caso do nosso sal, podemos representar a hidratação do cátion e do ânion como sendo:

E o processo total de dissolução como a soma das transformações

Se o D H_sol é positivo, como em geral ele é, mesmo para o NaCl em questão, então o processo é dito ser endotérmico, e calor deve ser adicionado para que a dissolução ocorra a uma temperatura constante. Sendo assim, como é que o sal se dissolve tão bem? É que a desordem dos íons Na⁺ e Cl^- em solução é tão grande, que a segunda condição se sobrepuja à primeira. Um sólido iônico cristalino que tem D H_sol negativo é o NaOH: quando ele é adicionado em água, calor é liberado, e o processo é chamado de exotérmico. Aliás, essa experiência é fácil de se fazer em casa, basta pegar uma colherinha de pastilhas de soda cáustica (cuidado! É muito corrosiva, evite contato com a pele ou com a roupa!), colocar num copo, adicionar meio copo de água e sentir, segurando o copo com a mão, o calor desprendido pela dissolução. Depois de feita a experiência, a solução básica deve ser descartada na pia mesmo, e o copo utilizado deve ser lavado com bastante água corrente.

Pela tabelinha acima, podemos ver que o momento dipolo da água não é assim tão grande, e nem muito diferente de outras substâncias comuns ao nosso dia a dia, como o álcool. Para se compreender por quê é que a água é um solvente tão poderoso para sólidos iônicos cristalinos nós temos apelar para outro fator, que é o fantasticamente alto valor da constante dielétrica da água.

Para que possamos definir e entender o significado do alto valor da constante dielétrica da água nós temos de nos familiarizarmos com a Lei de Coulomb, determinada pelo físico francês Charles Augustin de Coulomb (1736 - 1806), que investigou a força que existe entre duas partículas com carga. Sua Lei diz que tal força é diretamente proporcional ao produto das cargas, e inversamente proporcional ao quadrado da distância que as separa, ou

Mas não é só isso, a força depende ainda do meio no qual as partículas estão imersas: tais forças são muito maiores se as partículas estiverem no ar do que se elas estiverem na água. De fato, a força coulombica é inversamente proporcional à constante dielétrica do meio, donde nossa formulinha pode ser ajustada para esse novo parâmetro como

Com D sendo o valor da constante dielétrica do meio. Se q₁ e q₂ forem de sinais opostos, a força F é de atração, e será negativa. Caso q₁ e q₂ forem de mesmo sinal, F será positiva, e será de repulsão. O importante aqui é o seguinte: quanto maior D menor F (veja pela fórmula), e a água, como afirmamos, tem uma constante dielétrica anormalmente grande quando comparada com outras substâncias.
 
 

A tabela acima dá uma idéia dos valores das constantes dielétricas, solventes orgânicos possuem D entre 2 e 10, álcoois entre 20 e 35. Somente umas poucas substâncias possuem D tão grande como, ou maior, do que a água.

Podemos definir a constante dielétrica do meio como sendo a razão entre o trabalho necessário para separar cargas opostas a uma determinada distância no vácuo pelo trabalho necessário para separar as mesmas cargas quando imersas no meio. Assim sendo, podemos fazer algumas comparações: como o trabalho para separar partículas carregadas com cargas diferentes é inversamente proporcional à constante dielétrica, o trabalho para separar duas tais partículas em água é 1/78,54 vezes aquela necessária para separa-las no ar, ou ainda

Dando fé da inversão da proporcionalidade; o resultado é 0,309, ou 30,9%. Portanto, podemos afirmar que a água é pelo menos 30% melhor solvente que o álcool para sólidos iônicos cristalinos: o papel da água como solvente é tornar relativamente fácil separar os componentes iônicos já presentes no sólido pela tremenda diminuição das forças eletrostáticas existentes entre eles.

Note que o momento dipolar, ou simplesmente dipolo, é uma propriedade exclusiva da molécula, e o valor para a água (1,85 m ) não é excepcional, compare com o etanol (1,69 m ). A constante dielétrica é uma propriedade do meio como um todo, isto é, é o conjunto de um número muito grande de moléculas de água que determina a propriedade dielétrica do solvente água. As ligações de hidrogênio são aquelas responsáveis pela alta constante dielétrica da água. No gelo, aquelas ligações mantém as moléculas de água num arranjo fixo tridimensional, e podemos imaginar a água líquida como um gelo parcialmente qurebrado, pois as moléculas de água movem-se em relação umas com as outras, mas ainda existindo um número considerável de ligações de hidrogênio entre elas. Assim sendo, D varia com a temperatura: para a água, D é 88,0 a 0 ºC, 78,5 a 25 ºC e 55,3 a 100 ºC, indicando que existem ligações de hidrogênio mesmo no ponto de ebulição. A ligação de hidrogênio orienta os dipolos individuais das moléculas de água, produzindo um arranjo ordenado de moléculas com uma separação bastante grande dos centros positivos e negativos do agregado. É essa organização de muitas moléculas na água líquida que é responsável pela sua alta constante dielétrica. Exemplos dessas organizações, principalmente no gelo, você pode apreciar em

http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/jornal/agua.html.
 
 

A habilidade de formar ligações de hidrogênio faz com que a água seja um bom solvente para um grande número de compostos orgânicos, como por exemplo o etanol e a acetona. No etanol (C₂H₅OH) a presença do grupo OH garante ligações de hidrogênio entre as suas próprias moléculas

Mas muito mais de tais associações quando em água: (as estruturas sendo tridimensionais)

A acetona, (C₃H₆O) não forma ligações de hidrogênio entre si, mas as forma com a água; água e acetona são completamente miscíveis.

 Note que tanto o álcool como a acetona se dissolvem em água sem a formação de íons. Qualquer substância que se dissolve em água sem a formação de íons é chamada de um não-eletrólito. Em geral, solutos moleculares que são polares ou aqueles que podem formar ligações de hidrogênio, são solúveis em água. A água e a acetona são dois bons exemplos de não-eletrólitos. Moléculas orgânicas com momento dipolar zero, como o CCl₄, por exemplo, são imiscíveis em água, e tendem a formar misturas bifásicas com ela. Em geral, substâncias polares dissolvem substâncias polares, enquanto que as apolares dissolvem outras apolares, o que dá sentido à regrinha do "parecido dissolve parecido". Aliás, você pode saber mais sobre o etanol em

http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/respostas/metanol_etanol.html

O nome eletrólito é dado à substância cuja solução aquosa contém íons. Como os íons são partículas carregadas, ao se moverem através da solução, eles conduzem eletricidade. Um eletrólito é um eletrólito forte quando 100% ou quase isso das partículas do soluto são íons, contanto que a solução seja uma solução diluída. Um eletrólito é dito ser um eletrólito fraco quando uma fração substancialmente menor do que 100% das partículas do soluto se apresentam como íons, existindo aí uma quantidade razoável de moléculas em solução, mesmo que a solução seja diluída. Por exemplo, soluções de ácido nítrico diluídas - abaixo de 1 mol.L^-1 contém como soluto exclusivamente íons H⁺ e NO₃^-, enquanto que no ácido concentrado cerca de 70% das partículas do soluto são moléculas não dissociadas de HNO₃.

As definições acima levantam uma questão interessante, do tipo "o que significa substancialmente menos do que 100%"? a resposta não é óbvia, certas substâncias são eletrólitos fortes, outras são eletrólitos fracos, e ainda outras que ficam pelo meio do caminho, e nós nos referimos a elas como "moderadamente fortes" ou "moderadamente fracas", e nós temos de aprender a reconhecer a que categoria pertence a substância. Afortunadamente, existe outra forma de classificar os eletrólitos que é muito útil, inclusive para determinarmos se eles são fortes, fracos, ou se ficam pelo meio. Nessa classificação, os eletrólitos são subdivididos em Ácidos, Bases ou Sais.

Ácidos tem um gosto azedo, como o vinagre (ácido acético) ou o suco do limão (ácido cítrico). Os ácidos dissolvem muitos metais com evolução de gás hidrogênio, H₂, e mudam de cor algumas tinturas vegetais. O litmus, é uma de tais tinturas, e adquire uma cor vermelha forte quando em solução ácida.

Por outro lado, as bases tem um gosto amargo característico, são escorregadias ao toque, e suas soluções tornam o litmus azul.

Todas as propriedades comuns dos ácidos em solução aquosa são as propriedades do próton hidratado, H⁺_(aq). Todas as propriedades citadas como sendo comuns às bases são as propriedades do íon hidróxido hidratado, OH^-. Foi o químico sueco Svante Arrhenius que definiu, em 1884, um ácido como o eletrólito cujo cátion é o H⁺, e uma base como o eletrólito cujo ânion é o OH^-, portanto para serem eletrólitos fortes, eles precisam ser muito solúveis em água, o que em outras palavras significa produzirem muito H⁺ ou OH^- em solução.

Com essa definição, todo ácido tem de conter um átomo de hidrogênio, e nas fórmulas químicas o H é escrito primeiro, para enfatizar o seu caráter acídico. Os seis ácidos fortes mais comuns são o clorídrico, HCl, o bromídrico, HBr, o iodídrico HI, o nítrico, HNO₃, o perclórico, HClO₄, e o sulfúrico, H₂SO₄. Nos três últimos, embora as fórmulas não indiquem, o/os hidrogênio(s) estão ligados aos átomos de oxigênio. Bases fortes comuns incluem os hidróxidos dos metais alcalinos LiOH, NaOH, KOH, RbOH e CsOH. Os hidróxidos dos metais alcalino terrosos Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ e Ba(OH)₂ são fortes, apesar de apenas moderadamente solúveis em água. O hidróxido de magnésio, Mg(OH)₂, é tão insolúvel que suas suspensões, chamadas de "leite de magnésia" são muito úteis para controlar acidez estomacal.

Sais

Quando um ácido e uma base reagem resulta a formação de água, por causa de:

E essa reação é chamada de neutralização. Pela definição de Arrhenius a neutralização de uma base por um ácido produz água e um sal. Um composto iônico cujo cátion seja diferente do H⁺ e cujo ânion é diferente de OH^- é chamado de sal. A grande maioria dos eletrólitos são sais, e a grande maioria dos sais são eletrólitos fortes. Dito isso, temos aí a base para três regrinhas, que devem ser utilizadas com cautela porque existem exceções:

Regra 1: a maioria dos ácidos são eletrólitos fracos (as exceções são os ácidos fortes mencionados acima).

Regra 2: a maioria das bases solúveis (a maioria dos hidróxidos é insolúvel) são eletrólitos fracos (as exceções são os hidróxidos dos metais alcalinos e alcalino terrosos mencionados).

Regra 3: a maioria dos sais são eletrólitos fortes (exceções sendo alguns sais de prata e mercúrio; haletos de cádmio podem ser considerados eletrólitos moderadamente fortes).

Bons estudos

Stanlei
 

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