Energía de hidratación

La energía de hidratación, pertenece a procesos termodinámicos de disoluciones de compuestos iónicos. Cuando nos encontramos con una disolución acuosa, los iones están rodeados de moléculas de agua polares. Una esfera de hidratación primaria de moléculas de agua (que normalmente son seis), rodea a los cationes, con los átomos de oxígeno parcialmente negativos orientados hacia el catión. De igual forma, el anión se encuentra rodeado de moléculas de agua, con los átomos de hidrógeno parcialmente positivos orientados hacia el anión. Más allá de la primera capa de moléculas de agua, nos encontramos otras capas de moléculas de agua orientadas. Al número total de moléculas de agua que rodean efectivamente a un ion se les conoce con el nombre de número de hidratación.

Los iones de menor tamaño, y que tienen mayor carga poseen un número mayor de moléculas de agua en las esferas de hidratación que los iones más grandes y de carga incluso menor. En consecuencia de este hecho, el tamaño efectivo de un ion hidratado en solución puede llegar a ser enormemente diferente del que tiene en la fase sólida. Por ejemplo, es el pequeño tamaño del ion potasio hidratado lo que le permite atravesar fácilmente las membranas biológicas, en cambio los iones sodios hidratados, que son más grandes, no lo hacen con tanta facilidad.

La formación de interacciones del tipo ion-dipolo en los iones hidratados es muy exotérmica. El valor de su entalpía de hidratación también depende de la carga que tenga, así como del tamaño que posea el ion, esto es, dicho de otra manera, la densidad de carga. Existe una gran correlación entre las entalpías de hidratación y la densidad de carga cuando hablamos de una serie isoelectrónica de cationes.

La entropía de hidratación es también negativa, principalmente porque las moléculas de agua que rodean a los iones se encuentran en un estado más ordenado del que tendrían como moléculas de agua de tipo libre. En el caso de los cationes de tamaño pequeño y de una mayor carga, como puede ser el caso del magnesio y el aluminio, por ejemplo, las esferas de hidratación son más grandes que la del sodio y, por tanto, las moléculas de agua tienen un alto grado de orden en torno a los dos cationes hidratados de un mayor tamaño. Con estos cationes, el proceso de hidratación trae consigo una más que considerable disminución de la entropía.

Existen cambios de energía en los procesos de disolución, así podemos utilizar como ejemplo el proceso de disolución del cloruro de sodio para ilustrar un ciclo de entalpías de disolución. Pero primero es necesario vaporizar la red:

NaCl (s) → Na+ (g) + Cl- (g); ΔHº = + 788 kJ.mol-1

Seguidamente los iones se hidratan:

Na+ (g) → Na+ (ac); ΔHº = – 406 kJ.mol-1

Cl- (g) → Cl- (ac); ΔHº = – 378 kJ.mol-1

Por lo tanto, el cambio de entalpía DHº del proceso de disolución es de :

(+788) + (-406) + ( -378) = +4 kJ.mol-1