¿Por qué las sales de elementos fuertemente electropositivos están menos hidratadas en solución acuosa que las de elementos menos electropositivos? ¿No debería ser al revés, ya que las sales de los elementos electropositivos son mayoritariamente iónicas y, por tanto, fuertemente atraídas por las moléculas de agua?
Respuesta
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El grado de hidratación en solución no depende directamente de la electropositividad. Depende de la relación entre la carga y el volumen. Cuanto más cargado y más pequeño es un fragmento, más moléculas de agua lo hidratan.
Tenga en cuenta que casi cada La sal en solución puede considerarse como pares iónicos separados. En el caso de las que no se separan, es decir, que tienen una proporción de enlace covalente significativamente grande, se trataría de la disolución de el par de iones no disociados lo que significa que no se puede comparar adecuadamente esa hidratación con la de las sales simples.
Los metales son más electropositivos cuanto más cerca están de la parte inferior izquierda de la tabla periódica, siendo el cesio la esquina (no radiactiva). La electropositividad tiende a aumentar con el tamaño del átomo. Pero cuanto mayor sea el tamaño, menor será el grado de hidratación, porque la carga por volumen del ion metálico será menor.
Además, los metales más electropositivos son metales alcalinos, lo que significa que los únicos que crean $\ce{M+}$ iones. Sin embargo, cuanto más fuerte sea la carga, más pequeño será el ion: $\ce{Ga^3+}$ tiene un radio iónico de $76\,\mathrm{pm}$ - más pequeño que $\ce{Li+}$ cuyo radio iónico es $90\,\mathrm{pm}$ aunque se trata de dos periodos distintos. Así que $\ce{Ga^3+}$ será mucho más fuerte hidratado que $\ce{Li+}$ porque contiene mucha más carga por volumen.
