Hace poco estuve investigando $\ce{Ca(OH)_2}$ y encontré esto en Wikipedia:
\begin{array}{|c|l|}\hline {\rm \color{blue}{Solubility~in~water}} & {\mathrm{0.189\,g/100\,mL}\ (0\,^\circ\mathrm{C})} \\ & {\mathrm{0.173\,g/100\,mL}\ (20\,^\circ\mathrm{C})} \\ & {\mathrm{0.066\,g/100\,mL} \ (100\,^\circ\mathrm{C})} \\\hline \end{array}
¿Puede explicar por qué la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura?
En resumen, para este cristal de hidróxido del grupo 2, el proceso de disolución y solvatación es un equilibrio exotérmico. Al aumentar la temperatura, la reacción se invierte y se favorece la cristalización.
Sin embargo, sería bueno racionalizar algunos de estos términos, por lo que voy a exponer un resumen muy breve de los factores generales de solubilidad para que pueda entender el proceso con un poco más de detalle.
La solubilidad es un proceso termodinámico complejo que tiene en cuenta muchos factores. Puede entenderse como el proceso de disolución de un cristal en un disolvente y, a continuación, la formación de una jaula de disolvente alrededor del soluto (solvatación). En el fondo, es función de tres interacciones;
Las grandes interacciones soluto-soluto dificultan la solubilidad y están asociadas a entalpías de red elevadas (de solutos cristalinos), que deben superarse para romper el sólido y disolverlo. Las interacciones disolvente-disolvente también deben superarse para disolver el soluto disuelto, por lo que para un disolvente con grandes interacciones la solubilidad se reduce.
La formación de estructuras ordenadas en el disolvente, como las jaulas de clatrina, etc., ordena el disolvente y, por tanto, reduce significativamente la entropía del disolvente. Por lo tanto, los disolventes con altos grados de libertad dificultan la solubilidad.
La entropía del soluto favorece la solvatación, esto refleja la mayor solubilidad de las moléculas flexibles, esto se debe a que en el sólido están todas encerradas, mientras que en solución sus modos rotacionales y vibracionales están poblados.
Además, si el soluto tiene múltiples formas iónicas, la solubilidad también será función del pH, por lo que debe mantenerse constante en la práctica. El perfil de la superficie del sólido, así como el grado de cavitación y porosidad, también son factores clave (ya que afectan al número de interacciones disolvente-soluto posibles).
También es fundamental el tipo de disolvente en el que se intenta disolver el cristal. La regla "lo semejante se disuelve con lo semejante" se entiende mejor mediante la fórmula (semiempírica) ecuación general de solubilidad , \begin{equation} \log S =\frac 12-0.05 (T_m-T)-\log P \end{equation}
Un gran coeficiente de partición (la relación entre lo soluble que es el cristal en disolvente orgánico y en disolvente acuoso) reduce la solubilidad, (y matemáticamente ya que $\log x$ sigue $x$ en los límites).
Para complicar aún más la situación, existen varias definiciones de solubilidad que podemos adoptar. En la práctica, elegimos la solubilidad acuosa intrínseca, utilizada principalmente por el alto rendimiento y la velocidad en el desarrollo de fármacos.
La solubilidad es realmente una herramienta de los experimentalistas para parametrizar el alcance de la energía de Gibbs para el proceso de disolución-solvatación, que a su vez suele modelizarse mediante complejos ciclos termodinámicos a través de especies en fase gaseosa o líquidos superenfriados. La investigación moderna sobre la solubilidad se centra en la búsqueda de descriptores moleculares a través de bosques aleatorios/ QSPR o modelos de vectores soporte, etc. (que no son más que técnicas numéricas para encontrar correlaciones entre grandes conjuntos de datos) o a través de la física y la química fundamentales del proceso. \begin{equation} \log S=\frac{(-\Delta G_{sol}/RT)}{\ln 10} \end{equation}
Así que entendemos la solubilidad como una constante de equilibrio para el cambio de Gibbs del proceso de solvatación (sea cual sea el ciclo particular que utilices para obtener esos datos).
Ahora que sabemos algo sobre la solubilidad podemos preguntarnos, ¿en qué condiciones el aumento de la temperatura reduce la solubilidad?
En la práctica, la temperatura puede afectar al término entrópico, pero también a las entalpías de las redes cristalinas, a los calores emitidos por las interacciones soluto-disolvente, etc. Es el equilibrio de estos procesos lo que determina la solubilidad de algo.
En su caso estamos observando un cristal de hidróxido de calcio disolverse en disolvente acuoso. A medida que aumentamos la temperatura disminuye la solubilidad. Existe un equilibrio entre cristalización y (disolución + solvatación). El aumento de la temperatura está desplazando ese equilibrio a favor de la cristalización y no (como burdamente esperamos) hacia delante. Esto es simplemente un término entálpico, debido a que el proceso de solvatación es un proceso exotérmico, el aumento de la temperatura impulsa el equilibrio a la inversa por el principio de Le Chatlier.
Espero que te haya quedado un poco más claro y que ahora entiendas algunas de las ideas que hay detrás de la solubilidad :)
También me gustaría añadir otra respuesta que puede dar una mejor comprensión de la aplicación de El principio de Le Chateliers por aquí.
Disolución de $\ce{Ca(OH)2}$ es un proceso exotérmico ( $\Delta_\mathrm{sol} H<0$ ) por lo que también se puede representar como:
$$\ce{Ca(OH)2(s) + H2O(l) <=> Ca^2+(aq) + 2OH- (aq) + \Delta}$$
A una temperatura particular, una cantidad neta particular de calor se desarrolla en el sistema durante este proceso, por lo tanto, si la temperatura se incrementa, el contenido de calor del sistema aumentaría y habría tensión en el lado derecho de la representación de equilibrio, ya que el calor se está desarrollando allí, por lo que por el principio de Le Chateliers el sistema consumiría parte de ese calor desplazando el equilibrio hacia la izquierda para reducir la tensión, produciendo así más. $\ce{Ca(OH)2}$ en estado sólido disminuyendo así la solubilidad.
Conclusión:
En general, si en un solución casi saturada el proceso de disolución es endotérmico ( $\Delta_\mathrm{sol} H>0$ ),la solubilidad debería aumentar con el aumento de la temperatura y si es exotérmica ( $\Delta_\mathrm{sol} H<0$ Estas tendencias también se observan experimentalmente.
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