Soluciones Acuosas y Calores de Hidratación

Los solutos iónicos se mantienen unidos mediante interacciones de atracción llamadas fuerzas de Coulombic. Cuando los solutos iónicos se disuelven en agua, los enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua se rompen y rompen las fuerzas de Coulombic entre los iones. Romper una red cristalina iónica en sus iones constituyentes de esta manera requiere una gran cantidad de energía y, por lo tanto, la entalpía del soluto es un proceso endotérmico.

La energía que se libera cuando se forma un mol de sólido iónico a partir de los iones gaseosos constituyentes se llama energía reticular y siempre es exotérmica. Por lo tanto, la entalpía para romper un mol del soluto en sus componentes es igual y opuesta a la energía de la red. Sin embargo, cuando una red iónica se rompe en una solución acuosa, cada ion se rodea y se estabiliza mediante interacciones ion-dipolo con el extremo opuesto del dipolo de agua.

Este fenómeno se llama hidratación. El cambio de entalpía asociado con la disolución de un mol de iones en agua se conoce como calor de hidratación. Es una combinación de la entalpía del solvente y la entalpía de la mezcla.

Dado que las interacciones ion-dipolo entre un ion hidratado y las moléculas de agua son mucho más fuertes que los enlaces de hidrógeno en el agua sola, la hidratación es siempre un proceso exotérmico. La entalpía global de la solución es una suma de la entalpía endotérmica del soluto y el calor exotérmico de hidratación y, por tanto, depende de las magnitudes relativas de estos dos términos. Si la entalpía del soluto es menor que el calor de hidratación, la entalpía de la solución será negativa y la disolución será exotérmica, como se ve en una solución de hidróxido de sodio.

Si la entalpía del soluto es mayor que el calor de hidratación, la entalpía de la solución será positiva y la disolución será endotérmica, como en una solución de cloruro de amonio. Si la entalpía del soluto es mucho mayor que el calor de hidratación, el soluto seguirá siendo insoluble en agua, como se ve en el caso del sulfato de calcio. Si los dos términos son casi iguales, la entalpía de la solución será casi cero, como ocurre con el cloruro de sodio.

Dichos solutos no cambian la temperatura de la solución.