Energia livre de dissolução

RKA3JV - Olá, tudo bem com você? Você vai assistir agora a mais uma aula de Ciências da Natureza. Nesta aula, vamos conversar sobre a energia livre de dissolução. O termo dissolução, se refere à dissolução de uma substância em um solvente. A substância dissolvida é chamada de soluto, e o soluto mais o solvente formam uma solução. Se a variação padrão na energia livre, ΔG⁰, for menor que zero, a dissolução é termodinamicamente favorável. Então, se colocássemos essa substância em um solvente como, por exemplo, a água, a substância se dissolveria e formaria uma solução. No entanto, se ΔG⁰ for maior que zero, a dissolução não é termodinamicamente favorável, ou seja, ela é desfavorável. Então, se a gente tentar dissolver a substância em água, ela não vai se dissolver. Portanto, apenas a veríamos no fundo do béquer. Como estamos falando sobre potencialmente fazer uma solução, às vezes você vê um subscrito "soln" escrito ao lado de ΔG⁰. Então, isso seria ΔG⁰ de solução que também poderíamos chamar isso aqui de energia livre de dissolução. Podemos calcular o ΔG⁰ de solução pegando a variação padrão da entalpia de solução e disso subtrair o produto entre a temperatura absoluta e a variação padrão na entropia de solução. Então, vamos ver com mais detalhes o que determina os sinais para ΔH⁰ e ΔS⁰. Podemos pensar na dissolução de um sólido em três passos hipotéticos. O primeiro passo, envolve quebrar o sólido. Vamos pensar na variação de entalpia ΔH₁ para este primeiro passo. Os sólidos são mantidos juntos por forças atrativas. Por exemplo, se tivéssemos um sólido iônico, seriam ligações iônicas ou interações eletrostáticas unindo as cargas opostas. Então, se o nosso objetivo é separar ou quebrar o sólido, seria preciso energia para superar essas forças atrativas. Portanto, ΔH₁ seria positivo. Agora, vamos pensar sobre a variação da entropia, ΔS₁ para este primeiro passo. Quando o sólido é quebrado, as partículas têm um número maior de posições possíveis. E um número maior de posições possíveis, significa um aumento no número de microestados possíveis. Um aumento no número de microestados, significa um aumento na entropia. Portanto, quebrar o sólido significa um aumento na entropia. E, com isso, ΔS₁ será positivo. O segundo passo é a preparação do solvente para receber o soluto. Vamos pensar na variação de entalpia para esta segunda etapa. As partículas de solventes são mantidas juntas por forças intermoleculares. Para moléculas de água, a força intermolecular mais importante é a ligação de hidrogênio. O objetivo desta segunda etapa teórica é separar as partículas de solventes e afastá-las umas das outras para que haja espaço suficiente para encaixar uma partícula de soluto. Como é preciso energia para vencer as forças intermoleculares que mantêm as partículas do solvente juntas, ΔH₂ é positivo. Agora, vamos pensar sobre a variação da entropia ΔS₂ para esta segunda etapa. Quando as moléculas de água são separadas, há um aumento no número de posições possíveis das moléculas de água. Como no primeiro passo, quando temos um aumento no número de posições possíveis, temos um aumento no número de microestados. Um aumento no número de microestado significa um aumento na entropia, portanto, ΔS₂ é positivo. Chegamos à terceira etapa agora, que é chamada de solvatação e que se refere à interação do soluto com o solvente. Para isso, imagine que há uma força atrativa entre essa partícula branca de soluto e essas quatro partículas azuis de solvente. Se o solvente for água, este processo é chamado de hidratação. E se pensarmos, digamos, em um cátion positivo interagindo com a água, já que cargas opostas se atraem, o cátion positivo é atraído para a extremidade negativa da molécula de água. Como temos um íon carregado positivamente interagindo com a água, que é uma molécula polar com o momento de dipolo, esse tipo de interação é chamado de interação íon-dipolo. Vamos pensar na variação de entalpia para esta terceira etapa. Quando o soluto se junta com o solvente, a energia é liberada, portanto, ΔH₃ é negativo. Uma maneira de pensar sobre o porquê isto é negativo, é considerar as interações íon-dipolo à direta. Como é necessário energia para quebrar essas interações de íon-dipolo, quando essas interações de íon-dipolo se formam, a energia deve ser liberada. Agora, vamos pensar sobre a variação na entropia ΔS₃ para esta terceira etapa. Como as moléculas de água são atraídas pelos íons em solução, as moléculas de água têm uma liberdade de movimento reduzida e, portanto, há menos posições possíveis para as moléculas de água. Uma redução no número de posições possíveis significa uma redução no número de microestados, o que significa uma redução na entropia. Portanto, para a terceira etapa, o ΔS₃ é negativo. Agora que falamos sobre os sinais para ΔH e para ΔS para cada uma das três etapas, vamos pensar em como eles influenciam nas variações gerais em ΔH⁰ da solução, e em ΔS⁰ da solução. Vamos começar aqui com ΔH⁰ da solução, que é igual à soma das variações de entalpia para as três etapas. Ou seja, isso aqui é igual a ΔH₁ + ΔH₂ + ΔH₃. Já vimos que ΔH₁ é positivo, que ΔH₂ é positivo, e que ΔH₃ é negativo. Então, somando ΔH₁ com ΔH₂, teremos um valor positivo. Como nós estamos adicionando o negativo no ΔH₃, é a magnitude do ΔH₃ que determina se o ΔH⁰ geral da solução é positivo ou negativo. Se a magnitude de ΔH₁ + ΔH₂ for maior que a magnitude de ΔH₃, o ΔH⁰ da solução será positivo. No entanto, se a magnitude de ΔH₃ for maior que a magnitude de ΔH₁ + ΔH₂, ΔH⁰ da solução será negativo. Portanto, é possível que ΔH⁰ da solução seja positivo ou negativo, dependendo da substância que está sendo dissolvida. Um exemplo de uma substância que tem um valor positivo para o ΔH⁰ da solução, é o cloreto de sódio. A 25 graus Celsius, ΔH⁰ de solução para o cloreto de sódio é 3,9 quilojoules por mol de reação. Um exemplo de uma substância que tem um valor negativo para o ΔH⁰ de solução, é o cloreto de magnésio. A 25 graus Celsius, ΔH⁰ de solução do cloreto de magnésio é igual a -160 quilojoules por mol de reação. A principal razão pela qual essas duas substâncias têm entalpias de solução tão diferentes, tem a ver com a terceira etapa, ou seja, com o valor de ΔH³. Vamos dar uma olhada em alguns diagramas que mostram a interação íon-dipolo do cátion de ambas as substâncias em solução aquosa interagindo com moléculas de água. Para o cloreto de sódio, teríamos um cátion sódio em solução com carga 1+. Já para o cloreto de magnésio, seria um cátion mg 2+ interagindo com as moléculas de água. Como o cátion magnésio 2+ tem uma carga maior que o cátion sódio, o cátion magnésio 2+ exerce uma força elétrica maior nas moléculas de água. Devido ao fato do cátion magnésio 2+ exercer uma força elétrica maior sobre as moléculas de água, mais energia é liberada quando o cátion magnésio 2+ é hidratado, em comparação com quando o cátion sódio 1+ é hidratado. Uma vez que mais energia é liberada na terceira etapa para a hidratação do cátion magnésio 2+, isso é suficiente para tornar o ΔH⁰ de solução negativo. Portanto, a dissolução do cloreto de magnésio é um processo exotérmico. Para o cloreto de sódio, quando o cátion sódio é hidratado, não é liberada tanta energia assim. Portanto, o ΔH⁰ total da solução é positivo. E a dissolução do cloreto de sódio é um processo endotérmico. Agora, vamos pensar no ΔS⁰ de solução. ΔS⁰ de solução é igual a ΔS₁ + ΔS₂ + ΔS₃. O ΔS₁, que é a variação na entropia para o primeiro passo, é positivo, conforme já vimos. O ΔS₂ também é positivo, mas o ΔS₃ é negativo. Portanto, assim como vimos para o ΔH⁰, o sinal para o ΔS⁰ depende da magnitude do ΔS₁ + ΔS₂, comparado à magnitude do ΔS₃. Se ΔS₁ + ΔS₂ for maior em magnitude que o ΔS₃, ΔS⁰ de solução será positivo. No entanto, se a magnitude do ΔS₃ for maior que a magnitude do ΔS₁ + ΔS₂, o ΔS⁰ de solução será negativo. Um exemplo de uma substância que tem um valor positivo para o ΔS⁰ de solução, é o cloreto de sódio. A 25 graus Celsius, ΔS⁰ de solução é igual a 43,4 joules por Kelvin mol de reação. Um exemplo de uma substância que tem um valor negativo para o ΔSº de solução, é o cloreto de magnésio. A 25 graus Celsius, ΔS⁰ de solução é igual a -114,7 joules por Kelvin mol de reação. A principal razão para a diferença de entropias para essas duas substâncias, tem a ver com a terceira etapa, ou seja, com a magnitude do ΔS₃. Mais uma vez, vamos dar uma olhada aqui nos diagramas que mostram a hidratação dos cátions em solução aquosa. Já falamos que o cátion de magnésio 2+ tem uma força eletrostática maior sobre as moléculas de água circundantes do que o cátion de sódio 1+. Aplicar uma força elétrica mais intensa significa uma redução da liberdade de movimento das moléculas de água ao redor do cátion magnésio 2+. E uma redução da liberdade de movimento significa uma redução do número de microestados possíveis. Assim, a hidratação do cátion magnésio 2+ leva a uma maior redução da entropia para a etapa 3, que inclusive supera os valores positivos para as etapas 1 e 2. Isso faz com que a gente tenha um valor geral negativo para o ΔS⁰ de solução. Portanto, dissolver cloreto de magnésio em água, resulta em uma redução na entropia. Como o cátion sódio tem uma atração eletrostática menos intensa para as moléculas de água, a redução da entropia não é muito grande e, portanto, a magnitude do terceiro termo não supera a magnitude dos dois primeiros termos. O que significa que o ΔS⁰ geral de solução é positivo. Assim, ao dissolver o cloreto de sódio na água teremos um aumento na entropia. Acabamos de ver ΔH⁰ de solução e ΔS⁰ de solução para dois sais, o cloreto de sódio e o cloreto de magnésio. Feito isso, vamos calcular agora o ΔG⁰ de solução para ambos os sais a 25 graus Celsius. Vamos começar com a dissolução do cloreto de sódio sólido em água para formar cátions, sódio e ânions cloreto. 25 graus Celsius é 298 Kelvin. Então, podemos colocar isso aqui em nossa equação. Também podemos substituir os valores para ΔH⁰ e ΔS⁰. Ambos foram valores positivos para a dissolução do cloreto de sódio. Ao realizar o cálculo, a gente cancela o Kelvin, e ficamos com ΔG⁰ de solução sendo igual a -9 quilojoules por mol de reação. Como ΔG⁰ é negativo, a dissolução do cloreto de sódio sólido é um processo termodinamicamente favorável. O que significa que a 25 graus Celsius, o cloreto de sódio é solúvel em água. Observe como neste caso o termo de entropia positiva favorável supera o termo de entalpia positiva desfavorável. E aí, com isso, teremos um valor negativo para o ΔG⁰. Portanto, para a dissolução do cloreto de sódio, o aumento da entropia impulsiona a dissolução. Agora, vamos fazer o mesmo cálculo para a dissolução do cloreto de magnésio sólido e água para formar o cátion magnésio 2+ e os ânions cloreto. Já vimos como o aumento da carga positiva do cátion magnésio 2+ em solução, nos deu um valor negativo para o ΔH⁰ e um valor negativo para o ΔS⁰. Ao colocar todos os valores que temos em uma temperatura de 298 Kelvin, cancelamos o Kelvin. E aí, temos como resposta o ΔG⁰ de solução sendo igual a -125,8 quilojoules por mol de reação. Como ΔG⁰ de solução é negativo, a dissolução do cloreto de magnésio é um processo termodinamicamente favorável. Assim, à temperatura ambiente de 25 graus Celsius, o cloreto de magnésio é solúvel em água. No entanto, desta vez é um valor negativo favorável para o termo de entalpia que supera o valor negativo desfavorável para o termo de entropia. E aí, devido a isso, teremos um valor negativo para o ΔG⁰ de solução. Então, desta vez, é a redução da entalpia que impulsiona a dissolução. ΔG⁰ foi negativo para o cloreto de sódio e para o cloreto de magnésio, no entanto, estes são apenas os dois exemplos que eu escolhi aqui para este vídeo. Certamente, é possível obter um valor positivo para o ΔG⁰ de solução. O que significaria que teremos um sal insolúvel. Devido ao fato de talvez ser muito difícil prever os sinais para o ΔH⁰ e para o ΔS⁰ para um determinado sal, talvez seja ainda mais difícil prever se o ΔG⁰ é positivo ou negativo para esse sal em particular. Portanto, em diversos momentos, vai ser necessário fazer um cálculo para ver se o ΔG⁰ é positivo ou negativo. Enfim, eu espero que você tenha compreendido tudo direitinho o que conversamos aqui. E, mais uma vez, eu quero deixar para você um grande abraço e dizer que te encontro na próxima. Então, até lá!