Entiendo la idea de que la entalpía de solvatación (H-) debe superar la entalpía de la red (H+) para que una solución sea energéticamente más estable, pero ¿qué tipo de enlace se forma entre los iones disociados y las moléculas polares del disolvente? Seguramente debe ser aún más fuerte que el enlace iónico en la red si libera más energía que la necesaria para romper los enlaces iónicos en el compuesto iónico.
Respuesta
¿Demasiados anuncios?
jwfearn
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En primer lugar, no existe tal enlace entre la molécula de disolvente polar y los iones de soluto. Es interacción ion-dipolo que existe entre las moléculas polares del disolvente y los iones del soluto.
Espero que tengas tu respuesta.
Quería añadir algo más que creo que has entendido mal.
Estoy de acuerdo en que si la entalpía de hidratación es mayor que la entalpía de red entonces el soluto se disolverá pero no es obligatorio que la entalpía de hidratación sea mayor que la entalpía de red para la disolución . Lo que quiero decir es que: Para la disolución es importante romper los enlaces iónicos entre los iones de la molécula de soluto pero esa energía requerida para romper el enlace iónico no es necesariamente de la hidratación solamente. Es decir a veces, la entalpía de hidratación no podría satisfacer la energía necesaria para romper los enlaces iónicos (energía de red). En esos casos, la cantidad extra de energía puede provenir del calor del disolvente . En los casos en los que la entalpía de hidratación es mayor que la energía de red, ΔH es negativo. En los casos en los que la entalpía de hidratación es menor que la energía de red, en esos casos la mayor energía necesaria es impulsada desde el calor del disolvente y en este caso ΔH se vuelve positiva. Se prefiere que la ΔH negativa sea mejor para la disolución porque ayuda a que la ΔG sea más negativa. Pero esto no significa que el soluto con ΔH positivo no se disuelva. Si ΔS es altamente negativo, entonces aunque ΔH sea positivo todavía puede hacer que ΔG sea negativo y por lo tanto la disolución sea posible. La disolución de cualquier soluto depende de ΔG. Para la disolución, ΔH no importa mientras ΔG sea negativo. Digamos, por ejemplo, que en el caso del Nacl, la entalpía de solvatación neta es positiva, pero aun así se disuelve en agua.
La entalpía de hidratación del Nacl no es mayor que la entalpía necesaria para romper los enlaces entre el Na+ y el Cl-. Como la entalpía de hidratación no es suficiente para liberar la energía que se requiere para romper los enlaces en el caso del Nacl, la cantidad extra de energía requerida proviene del calor del agua, que además de la entalpía de hidratación es capaz de romper los enlaces entre el Nacl. Como la energía liberada es menor que la energía neta absorbida, la entalpía neta (entalpía de solvatación) es positiva. ΔG= ΔH -TΔS .
Así, para un soluto iónico que se disuelve bien, la entalpía de hidratación no es siempre mayor que la energía necesaria para romper los iones en la molécula del soluto. Un soluto iónico con ΔH positivo se disolvería igualmente si ΔG es negativo.
