$\ce{CaF2}$ es insoluble en agua, pero $\ce{CaCl2}$ , $\ce{CaBr2}$ , $\ce{CaI2}$ son solubles. ¿Por qué es así?
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Kim
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Muchos factores contribuyen a la solubilidad de un compuesto en el agua. En este caso, la principal diferencia entre los compuestos es la fuerza de los enlaces.
El flúor es muy electronegativo, por lo que las fuerzas de unión entre $\ce{Ca^2+}$ y cada uno de los aniones de flúor son muy fuertes, se mantienen fuertemente unidos en la forma de cristal. Unas pocas moléculas de agua no tienen la fuerza suficiente para meterse en medio y disolverlo.
El cloruro es menos electronegativo, por lo que $\ce{CaCl2}$ tiene vínculos más débiles, luego viene $\ce{CaBr2}$ y por fin $\ce{CaI2}$ el más débil de todos. También se puede esperar un aumento de la longitud de los enlaces en función de la estructura cristalina, lo que también puede contribuir a las propiedades de solubilidad del compuesto en cuestión. Así que a menor fuerza de enlace, mayor solubilidad, al menos eso es lo que se espera.
De hecho, $\ce{CaCl2}$ es más soluble que $\ce{CaF2}$ y $\ce{CaBr2}$ es aún más - como se esperaba. Sin embargo, investigué un poco y el artículo de Wikipedia sobre $\ce{CaI2}$ afirma que es menos soluble que $\ce{CaBr2}$ , lo cual no es lo esperado, pero no proporciona una fuente para esa información. Sin embargo, podría ser cierto, ya que hay una variedad de factores que pueden o no contribuir a su solubilidad en agua, como su estructura cristalina y las características particulares del yoduro.
Puedes hacer el experimento tú mismo para averiguar cuál es más soluble, ya que todos los datos y números de solubilidad que conocemos provienen de experimentos. No he podido encontrar nada sobre la solubilidad de $\ce{CaI2}$ en mi CRC Handbook of Chemistry and Physics tampoco, así que no puedo darte una respuesta precisa de por qué es menos soluble que $\ce{CaBr2}$ (si es que lo es), pero espero que ahora puedas entender algunos de los factores que hacen que $\ce{CaF2}$ el compuesto menos soluble de esa lista.
Dan Ruswick
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Tengo una idea de las estructuras cristalinas. Cuando miramos $\ce{BeF2}$ , $\ce{Be^2+}$ siendo un catión diminuto no podría simplemente acomodar 2 fuertes $\ce{F-}$ en su accesorio de fluorita. Esto llevaría a repulsiones negativas e incluso a la entalpía de hidratación de $\ce{Be^2+}$ que es alta, aumentaría en consecuencia las posibilidades de solubilidad. Por otro lado, cuando el tamaño del catión aumenta, sea $\ce{Mg^2+}$ o $\ce{Ca^2+}$ podrían ser lo suficientemente grandes como para acomodar $\ce{F-}$ iones en sus huecos tetraédricos haciendo la red estable. Esto reduciría las posibilidades de disociación iónica. Ahora bien, cuando sustituimos $\ce{F-}$ con mayor $\ce{Cl-}$ y $\ce{Br-}$ se produciría de nuevo un cambio en la relación del radio límite del cristal, lo que aumentaría la disociación y, por tanto, la solubilidad.
