Relatório Inorgânica - Elementos Do Bloco P

Universidade Federal do Rio de Janeiro – Macaé

Química Inorgânica Experimental I

Experimento 2:

Elementos do bloco p:

Grupo 13

Alunos: Emmanuel Cipriano

Fabrício Reider

José Vitor Candela

Prof.: Robson Mattos

Macaé, Rio de Janeiro, 12 de setembro de 2013

Introdução

O "desaparecimento" de uma substância quando misturada a outra é um interessante fenômeno que fascina cientistas há anos, além de despertar interesses econômicos e, até mesmo, de saúde pública. Um exemplo recente que abalou a sociedade brasileira foi a suspeita de contaminação de um contraste à base de BaSO4, usado em radioscopia e radiografia para destacar órgãos, que pode ter causado a morte de pelo menos 21 pessoas. O sulfato de bário é usado para este fim por ser um sal praticamente insolúvel em água (0,0002 g/100 g de água) e em soluções ácidas diluídas. Análises de amostras deste medicamento, produzido por um determinado fabricante, constataram a presença de BaCO3. Embora o carbonato de bário apresente também baixa solubilidade em água (0,002 g/100 g de água), este sal é solúvel em soluções ácidas diluídas como o suco gástrico, um fluido digestivo ácido que contém, entre outras substâncias, HCl (equação 1). Além disso, BaCO3, em presença de CO2 e H2O, forma bicarbonato de bário, que é um sal aquossolúvel (equação 2).

BaCO3(s) + 2H+(aq) → Ba2+(aq) + CO2(g) + H2O(l) (equação 1)

BaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l) → Ba(HCO3)2(aq) (equação 2)

Como todos os compostos de bário solúveis em água ou ácidos são venenosos1, o BaCO3 apresenta efeito deletério à saúde humana. Esse caso ilustra bem a importância do conhecimento da solubilidade, pois o engano com relação ao meio reacional pode ter sido o motivo que levou várias pessoas à morte.

Solubilidade

Solubilidade, por definição, é a concentração de soluto dissolvido em um solvente em equilíbrio com o soluto não dissolvido à temperatura e pressão especificadas, ou seja, é a medida da quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida em um determinado solvente. O tamanho molecular (ou iônico), a polaridade (ou carga), forças dispersivas e dipolares, ligações de hidrogênio e a temperatura são fatores que se destacam na determinação da solubilidade e devem ser considerados no seu entendimento. Entretanto, é comum encontrar em livros, textos de química destinados ao ensino médio, e em vários outros dedicados ao ensino superior, tabelas de regras de solubilidade (o tipo mais frequente é mostrado na Tabela 1) que apresentam uma série de compostos iônicos, classificando-os simplesmente como solúveis ou insolúveis em água. Normalmente, tais regras não vêm acompanhadas de uma análise sistemática do processo de dissolução, tanto do ponto de vista microscópico quanto do ponto de vista macroscópico.

Com o objetivo de contribuir para a correção desta falha, iniciamos uma discussão em torno de afirmações muito comuns, porém inconsistentes, como todos os nitratos são solúveis, enquanto a maioria dos carbonatos apresenta baixa solubilidade em água.

Entalpia de dissolução

Para que um composto iônico se dissolva em um dado solvente, a atração eletrostática entre os íons no retículo deve ser superada. Entretanto, a idéia de dissociação de sais em partículas carregadas, a princípio, poderia ser um contra-senso por conta das fortes interações interiônicas. Por exemplo, se tentássemos separar completamente os íons sódio dos íons cloreto em um mol de NaCl, a uma distância de 10 cm, seria necessário exercer uma força de aproximadamente 1014 t – 1tf (tonelada força) equivale a 9810 N na superfície terrestre. E caso as partículas positivas ou negativas desse sal fossem removidas para a superfície da Lua, ainda assim, cátions e ânions se atrairiam com uma força de cerca de meia tonelada.

Então, que efeitos podem operar em oposição a essas poderosas forças para permitir a existência de soluções iônicas? Podem-se considerar três como os principais: desordem, permissividade do meio e energia de interação entre moléculas do solvente e os íons do soluto. Desses, o último é o mais importante. Por isso dedicaremos esta seção a sua discussão detalhada.

A capacidade de dissolução de um sal em água é fortemente influenciada pela entalpia de dissolução, que representa o calor envolvido na dissolução de uma substância em um dado solvente à pressão constante, e pode ser determinada pelo balanço energético das etapas teóricas envolvidas na formação da solução. A energia resultante nesse processo pode ser calculada por:

∆solH = ∆H(soluto-solvente) - ∆H(soluto-soluto) - ∆H(solvente-solvente)

No processo de solvatação, grandes perturbações nas interações solvente-solvente ocorrerão, modificando significativamente a sua estrutura nas adjacências do íon. Solventes que interagem fortemente com íons apresentam forças intermoleculares intensas, tais como interações dipolares e ligações de hidrogênio. Entretanto, se compararmos a intensidade das interações solvente-solvente (dipolo-dipolo), soluto-solvente (íon-dipolo) e soluto-soluto (íon-íon), concluiremos facilmente que a atração eletrostática é mais intensa entre partículas carregadas, ou seja, íon-íon. Porém, existe um elevado número de interações íon-dipolo atuando em cada íon. Como resultado, a energia de interação soluto-solvente torna-se grosseiramente da mesma ordem de grandeza da energia de coesão entre cátions e ânions, enquanto que as interações solvente-solvente tornam-se negligenciáveis nas adjacências dos íons comparadas à magnitude dessas.

No Esquema 1 está representado, através do ciclo de Born-Haber, o processo de dissolução de um sal. Considerando que as interações solvente-solvente neste caso são negligenciáveis, a energia resultante do processo de dissolução (∆solH; H = entalpia)