Sé que la solubilidad de los hidróxidos de metales alcalinotérreos aumenta con el grupo y que la solubilidad de los sulfatos de metales alcalinotérreos disminuye con el grupo.
Me gustaría entender la razón de estas tendencias.
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wheleph
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Bien, para este escenario, los dos conceptos que juegan un papel clave son la entalpía de red y la entalpía de hidratación. La entalpía de red es la energía liberada cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus iones gaseosos constituyentes en condiciones estándar. La entalpía de red depende de la longitud del enlace iónico entre el catión y el anión del compuesto. Si nos fijamos en la ley de Coulomb, encontramos que la fuerza de atracción entre dos cuerpos con cargas diferentes es inversamente proporcional al cuadrado de la distancia entre sus centros de masa, es decir $F\propto 1/r^{2}$ . Un enlace más corto requeriría más energía térmica para romperse. Por lo tanto, cuanto más corto sea el enlace, mayor será la entalpía de red.
La entalpía de hidratación es la energía liberada cuando un mol de iones gaseosos es completamente hidratado por moléculas de agua en condiciones estándar. Si dos iones de distinto tamaño estuvieran rodeados por un número igual de moléculas de agua cada uno, el ion más pequeño se hidrataría más que el más grande debido a la diferencia de tamaño. Por lo tanto, cuanto más pequeño sea el ion, mayor será la entalpía de hidratación.
Vamos a tratar con $\ce{OH-}$ primero. A medida que se desciende en el Grupo 2, el tamaño del catión aumenta, ya que el número de capas aumenta para acomodar los electrones adicionales. Debido a esto, la distancia entre los centros de masa del catión y del anión aumenta y, por definición, la entalpía de red disminuye. La entalpía de hidratación también disminuye ya que el tamaño del catión aumenta. Sin embargo, debido al factor cuadrado, la entalpía de red disminuye más rápidamente que la entalpía de hidratación. Esta es la razón por la que la solubilidad de los hidróxidos del grupo 2 aumenta a medida que se desciende en el grupo.
Veamos ahora $\ce{SO4^2-}$ . Lo mismo ocurre con el catión mientras se desciende en el grupo. Sin embargo, el $\ce{SO4^2-}$ tiene una forma tal que el cambio en la distancia entre los centros de masa de los iones es mucho menos significativo en comparación con el caso de los compuestos del Grupo 2 que contienen $\ce{OH-}$ iones. Por lo tanto, la entalpía de red disminuye mucho más lentamente al descender de grupo en comparación con el caso del Grupo 2 $\ce{OH-}$ compuestos. De nuevo, la entalpía de hidratación disminuye del mismo modo que en el caso de los cationes del grupo 2 unidos a iones OH-. Dado que la entalpía de hidratación disminuye más rápidamente que la entalpía de red en el caso de los sulfatos del grupo 2, la solubilidad de los sulfatos del grupo 2 disminuye a medida que se desciende en el grupo.
Hace unas semanas habría dado la explicación de la teoría de la base ácida dura blanda (HSAB).
He oído explicar esta "tendencia" de la siguiente manera: El hidróxido es duro y el sulfato es blando. Por lo tanto, cuanto más duros son los iones, más solubles son con sulfato y menos con hidróxido.
Hace una semana estuve jugando con algunos datos de DH, energía de red y Ksp y descubrí que el bario parece ir en contra de la "tendencia".
He encontrado estos posts que demuestran que muchas de las "tendencias" que nos enseñan en clase de química no están tan de moda como nos dicen.
Mira esto: http://www.chemguide.co.uk/inorganic/group2/solubility.html
¿Es una pregunta de deberes o de curiosidad? Si es lo primero, la "moda" no está tan de moda y el profesor debería leer los enlaces anteriores. Si es lo segundo, ¿sabe que las sales de bario tienden a ir en contra de la "tendencia"?
fenix
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