O que é solubilidade?

A solubilidade é o conceito que apresenta a quantidade de soluto que uma quantidade de solvente é capaz de dissolver, ou seja, a capacidade que um solvente tem de dispersar homogeneamente o soluto. A solubilidade é muito afetada por parâmetros físicos, como a temperatura, além da natureza do soluto e também do solvente.

A solubilidade pode ser observada por um parâmetro conhecido como coeficiente de solubilidade, que apresenta a quantidade de soluto que uma quantidade padrão de solvente é capaz de dissolver em uma dada temperatura. Com os dados de coeficiente de solubilidade para diversas temperaturas, podemos montar a curva de solubilidade.

Leia também: Diferença entre soluto e solvente

Tópicos deste artigo

• 1 - Resumo sobre solubilidade
• 2 - Videoaula sobre solubilidade
• 3 - Afinal, o que é solubilidade?
• 4 - Coeficiente de solubilidade
• 5 - Fórmula do coeficiente de solubilidade
• 6 - Curva de solubilidade
• 7 - Fatores que afetam a solubilidade
• 8 - Produto de solubilidade
• 9 - Exercícios resolvidos sobre solubilidade

Resumo sobre solubilidade

• A solubilidade apresenta a proporção em que determinado soluto pode estar presente em um determinado solvente.
• É influenciada por propriedades físicas do sistema, como a temperatura, bem como aspectos ligados à natureza do soluto e do solvente.
• O coeficiente de solubilidade apresenta a máxima quantidade de soluto que uma quantidade de solvente pode dissolver em uma temperatura específica.
• A junção dos diversos coeficientes de solubilidade faz gerar a curva de solubilidade.
• Para solutos muito pouco solúveis, pode-se estudar o equilíbrio químico relacionado à solubilidade, conhecido como produto da solubilidade.

Videoaula sobre solubilidade

Afinal, o que é solubilidade?

A solubilidade é a capacidade que um soluto tem de se dispersar homogeneamente em um solvente.

A solubilidade pode ser maior ou menor, a depender da natureza do soluto, do solvente e de parâmetros físicos, como temperatura e pressão. Quando um soluto não é capaz de ser dispersado homogeneamente por um determinado solvente, dizemos que ele é insolúvel.

Coeficiente de solubilidade

O coeficiente de solubilidade expressa a máxima quantidade de soluto que uma quantidade padrão de solvente é capaz de dissolver em uma dada temperatura. Os dados de coeficiente de solubilidade são experimentais.

Quando a proporção de soluto em solvente é igual a estabelecida pelo coeficiente de solubilidade, dizemos que a solução produzida está saturada.

A relação do coeficiente de solubilidade com a temperatura permite classificar a dissolução dos solutos. Quando o coeficiente de solubilidade aumenta com o aumento da temperatura, dizemos que o soluto apresenta dissolução endotérmica. Do contrário, quando o coeficiente de solubilidade diminui com o aumento de temperatura, dizemos que o soluto apresenta dissolução exotérmica.

Leia também: Quais são os tipos de soluções?

Fórmula do coeficiente de solubilidade

Não existe uma fórmula específica para calcular o coeficiente de solubilidade, uma vez que se trata de um dado experimental. Contudo, não existe também um valor universal de quantidade de solvente para um coeficiente de solubilidade, por isso é possível encontrar tabelas com diversas quantidades de solvente, como 100 g ou até mesmo 1000 g. Da mesma forma, alguns autores optam por utilizar dados volumétricos ao invés de dados mássicos, por isso também é comum ver dados em 100 mL ou 1 L (1000 mL) de solvente.

Nesse sentido, é importante, acima de tudo, saber fazer conversões de unidades. Como a maioria das soluções estudadas (para não dizer todas) no ensino médio são aquosas, considera-se a densidade da água igual a 1 g/mL em toda a sua extensão líquida (de 0 °C até 100 °C), o que significa que é indiferente você pensar em 100 g de água ou 100 mL de água.

Por exemplo, se estivermos diante de uma solução de etanol, em que a densidade dele é de, aproximadamente, 0,80 g/mL, devemos entender que 100 mL de etanol correspondem a 80 g deste. Portanto, se um determinado soluto possui, hipoteticamente, solubilidade de 4 g em 100 mL de etanol, isso significa que ele possui uma solubilidade de 4 g em 80 g de etanol. Consequentemente, a solubilidade desse soluto hipotético é de 5 g para cada 100 g de etanol.

Mesmo assim, é possível determinar o coeficiente de solubilidade a partir do percentual mássico de soluto em uma solução saturada deste. Por exemplo, o percentual mássico de soluto (w₂) em uma solução é dado por:

Em que m₁ é a massa de solvente e m₂ é a massa de soluto. Portanto, o percentual mássico de solvente (w₁) é igual a 1 – w₂. Dessa forma, o coeficiente de solubilidade (C.S.) desse soluto, para 100 g de solvente, é dado da seguinte maneira:

A vantagem dessa leitura é que funciona para qualquer solvente, aquoso ou não.

Curva de solubilidade

Outra forma de avaliar a solubilidade de um determinado soluto é por meio da sua curva de solubilidade. A curva reúne os diversos coeficientes de solubilidade em diversas temperaturas de um determinado soluto. Com isso, é possível avaliar se o soluto apresenta uma dissolução que será favorecida com o aumento da temperatura (solutos de dissolução endotérmica) ou com a diminuição da temperatura (solutos de dissolução exotérmica).

Como os pontos da curva marcam os coeficientes de solubilidade, assim podemos saber o ponto de saturação de soluto em diversas temperaturas. Logo, é possível prever, mais facilmente, como o soluto irá se comportar na solução mediante alterações de temperatura.

Fatores que afetam a solubilidade

Quando falamos de solutos sólidos que virão a ser dissolvidos em solução, o principal fator que afeta a sua solubilidade é a temperatura. Contudo, não há uma forma de prever como a temperatura irá influenciar a variação da solubilidade, ou seja, para saber se a temperatura irá aumentar ou diminuir a solubilidade de um soluto, ou se a variação será mais brusca ou discreta, isso só poderá ser observado mediante experimentos. Porém, no geral, a maioria dos solutos costuma aumentar a sua solubilidade com o aumento da temperatura.

De modo geral, há também uma regra muito interessante para previsão de solubilidade de compostos, que é a regra do semelhante, a qual diz que solventes polares dissolvem substâncias polares, enquanto solventes apolares dissolvem substâncias apolares. Essa regra, no entanto, é mais aplicada para misturas e dissolução de líquidos e de sólidos em líquidos.

Em um ponto de vista mais específico, também é possível avaliar que a natureza do soluto e do solvente irá interferir na dissolução. No caso de sais, que são compostos iônicos, duas coisas devem ocorrer para uma dissolução: a ruptura das interações iônicas e a solvatação dos íons pelo solvente, ou seja, a estabilização deles na solução.

Ocorre que as interações iônicas podem ser suficientemente fortes para que não ocorra a ruptura em solução e, dessa forma, não compensa termodinamicamente a troca da interação iônica por uma atração íon-dipolo com o solvente (no caso dele ser polar) no processo de solvatação.

Um fator ainda interessante é que sais em que cátions e ânions possuem tamanhos opostos, ou seja, um possui raio iônico grande e o outro possui raio iônico pequeno, costumam ser solúveis. Por isso, um sal como fluoreto de prata, AgF, em que se tem um íon de raio grande (Ag⁺) e um íon de raio pequeno (F⁻), é solúvel em água, enquanto o LiF, em que ambos os íons possuem um raio pequeno, é muito pouco solúvel em água.

A dissolução de gases, entretanto, possui uma linearidade com alterações de propriedades. Quanto maior a temperatura do solvente, menor a solubilidade do gás. Isso porque o aumento da temperatura ocasiona um aumento da energia cinética das moléculas gasosas, que auxilia no seu desprendimento do solvente líquido.

Ainda em termos de gases, a pressão também pode ser avaliada, uma vez que estamos falando de um estado da matéria que é compressível. A relação entre a pressão e a solubilidade de um gás é determinada pela Lei de Henry, que diz que, quanto maior for a pressão parcial do gás sobre a superfície do líquido, maior será a sua solubilidade.

Produto de solubilidade

De certa forma, não se deve falar que um determinado soluto é “insolúvel”, mas sim que ele é “muito pouco solúvel”, uma vez que, por efeitos diversos, alguma parte do soluto sempre se dissolve, mesmo que mínima.

Em uma solução saturada de um sal muito pouco solúvel, admite-se que o soluto dissolvido estabelece um equilíbrio dinâmico com o seu sólido não dissolvido. Assim sendo, havendo um equilíbrio químico nesse processo, é possível descrever uma constante de equilíbrio, a qual é chamada de produto de solubilidade, Kps.

O Kps expressa o produto das solubilidades molares dos íons na solução, que é a concentração molar dos íons na solução, que será representada por “s”. Vejamos no caso do AgI:

AgI (s) ⇌ Ag⁺ (aq) + I⁻ (aq)

Se a solubilidade molar de AgI, ou seja, a concentração molar de AgI na solução saturada, é igual a s, estequiometricamente, a solubilidade molar dos íons Ag⁺ e I⁻ também é igual a s.

Assim, a expressão do Kps é:

Kps = [Ag⁺][I⁻]

Kps = s ∙ s

Kps = s²

O sal AgI não entra na expressão da constante de equilíbrio, pois sua concentração praticamente não se altera durante o processo de diluição e, além disso, sólidos puros não participam das expressões de constante de equilíbrio (que é o caso do AgI).

Salienta-se que o Kps não é a solubilidade do sal, mas o produto das solubilidades molares. Outro ponto importante é que a expressão do Kps muda a depender do sal. No caso do sulfeto de bismuto, Bi₂S₃, por exemplo, temos:

Bi₂S₃ (s) ⇌ 2 Bi³⁺ (aq) + 3 S²⁻ (aq)

Nesse caso, se a solubilidade molar do sulfeto de bismuto é igual a s, estequiometricamente a solubilidade molar do íon Bi³⁺ é igual a 2s, enquanto do íon S²⁻ é igual a 3s. Na expressão do Kps, portanto:

Kps = [Bi³⁺]²[S²⁻]³

Kps = (2s)² · (3s)³

Kps = 108s⁵

Leia também: Como as soluções podem ser classificadas quanto à saturação

Exercícios resolvidos sobre solubilidade

Questão 1

(Unesp 2024.1) Água de cal é o nome dado à solução aquosa saturada de cal hidratada [hidróxido de cálcio, Ca(OH)₂]. A concentração dessa solução saturada a 20 ºC é de 1,7 g/L.

A partir desse dado, estima-se que o valor da constante do produto de solubilidade em água (Kps) nessa temperatura é próximo de:

1. 8 × 10^–6.
2. 4 × 10^–6.
3. 5 × 10^–7.
4. 8 × 10^–4.
5. 5 × 10^–5.

Resposta: letra E.

A concentração da solução saturada de hidróxido de cálcio é igual a 1,7 g/L. Dessa forma, a sua concentração molar na solução saturada, ou seja, a solubilidade molar, é encontrada pela seguinte conversão:

C = M · MM

Em que C é a concentração em g/L, M é a concentração em mol/L e MM é a massa molar do soluto, nesse caso Ca(OH)₂. Substituindo-se os valores, temos que:

1,7 = M · 74

M ≈ 0,023 mol/L

A dissociação do hidróxido de cálcio em água é:

Ca(OH)₂ (s) ⇌ Ca²⁺ (aq) + 2 OH⁻ (aq)

O Kps é:

Kps = [Ca²⁺][OH⁻]²

Se a solubildiade molar do Ca(OH)2 é igual a s, estequiometricamente do íon Ca2+ será também s, enquanto o íon OH⁻ será o dobro, 2s. O Kps é reduzido, portanto, a:

Kps = s · (2s)²

Kps = 4s³

Porém, a solubilidade molar do hidróxido de cálcio foi calculada como sendo, aproximadamente, 0,023 mol/L. Assim:

Kps = 4 · (0,023)³

Kps = 4,87 x 10⁻⁵ ≈ 5 x 10⁻⁵

Questão 2

(Facisa 2022.2) Observe as curvas de solubilidade do gráfico e as assertivas apresentadas abaixo:

1. A solubilidade do Nitrato de Chumbo e a do Cloreto de Potássio aumentam com o aumento da temperatura e a do Cloreto de Sódio diminui com o aumento da temperatura.
2. IA solubilidade do Nitrato de Chumbo é mínima a 20 °C.
3. Conseguimos dissolver cerca de 60 g de Cloreto de Potássio na temperatura de 100 °C.
4. A 90 °C a maior quantidade de sal que podemos dissolver em 100 g de água é a de NaCl.

Estão corretas:

1. apenas II e IV.
2. todas.
3. apenas I, II e III.
4. apenas II e III.
5. apenas I e III.

Resposta: Letra D.

Afirmativa I está errada, pois a temperatura do cloreto de sódio, NaCl, também aumenta (mesmo que discretamente) com o aumento da temperatura.

Afirmativa IV está errada, pois o sal mais solúvel a 90 °C é o nitrato de chumbo, Pb(NO₃)₂.

Fontes:

DO CANTO, E. L.; LEITE, L. L. C.; CANTO, L. C. Química – na abordagem do cotidiano. 1. ed. São Paulo: Moderna, 2021.

ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de Química: Questionando a vida e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018.

FRANCISCO, F. M.; DO CANTO, E. L. Química na abordagem do cotidiano. 5ª ed. vol. 1. São Paulo: Moderna, 2009.

USBERCO, J.; SPITALERI, P.; SALVADOR, E. Química 1: conecte live. 3ª ed. vol. 1. São Paulo: Saraiva, 2018.

REIS, M. Química: ensino médio. 2ª ed. vol. 1. São Paulo: Ática, 2016.

HAYNES, W. M. (ed.) CRC Handbook of Chemistry and Physics. 95^a ed. CRC Press: 2014.