Quins factors descriuen per què els compostos iònics són suposadament solubles en qualsevol solvent polar?

Els compostos iònics no sempre són solubles en cap dissolvent polar. Depèn del dissolvent (si és aigua o un altre solvent menys polar) si són solubles o no.

A més, els compostos iònics constituïts per ions de petita grandària i / o ions amb càrrega doble o triple, i cations amb dimensions similars a l'anió, són sovint insolubles en aigua.

Quan succeeix que els compostos iònics són realment solubles en un dissolvent polar com l’aigua, això és digne d’explicació, ja que l’atracció electrostàtica entre ions positius i negatius és tan forta que un compost iònic simple com a sal de taula requereix una temperatura de 801 ° C per fondre's.

Cal subministrar una energia elevada per desmuntar la xarxa iònica, que es diu entalpia de la xarxa. Aquest "pagament" enèrgic està parcialment compensat amb la "guany" energètica deguda a entalpia de solvatació, resultat de l’atracció entre cada ió i les moltes molècules de dissolvent que poden envoltar-lo amb les seves polaritats oposades.

A ió solvatat pot estar envoltat per diverses closques de molècules de dissolvent, depenent de la seva càrrega i de la seva mida (si el "ió nu" té una càrrega elevada i una mida petita, portarà un "núvol" més gran de molècules de dissolvent).

La majoria de les substàncies iòniques es dissolen en aigua de manera endotèrmica, és a dir, restant espontàniament l'energia tèrmica del solvent i del medi ambient. Aquesta és una evidència que l’entalpía de la xarxa és més alta que l’entalpia de solvatació.

Per tant, cal un segon factor decisiu per explicar la solubilitat de les substàncies iòniques i respondre a la pregunta. Això és estadístic o "factor entropic"Mitjançant la dissolució de la substància hi ha un augment de l'entropia o" aleatorietat "del moviment, les energies, les posicions, que és degut al pas de l'estructura molt ordenada de la xarxa sòlida, a una estructura desordenada del tipus de gas de la solució. L’estructura de la barreja té una probabilitat estadística més alta (mesurada pel nombre de configuracions equivalents o "microestats" corresponents al mateix macrostat "mixt" que el macrostat no barrejat.

Sempre hi ha un augment de l'entropia, cada vegada que un solc de cristallina es dissol en un dissolvent, i és el mateix tipus de procés afavorit que passa amb l'evaporació, la sublimació o la difusió.

El compost iònic es dissol finalment en el dissolvent si la contribució de l'entropia és suficient per compensar la pèrdua d'entalpia que acompanya la dissolució.

Això es pot traduir quantitativament en un criteri de dissolució espontània: "# Delta_sG #, és a dir, la variació de l’energia lliure o el potencial de Gibbs, G = (H-TS), per al procés de dissolució, hauria de ser negatiu ". En fórmules:

#Delta_sG = Delta_lH - TDelta_hS <0 #

on # Delta_lH # és l'entalpia de la xarxa, positiva; # Delta_hS # és la diferència d'entropia de solvatació, i es converteix en dimensions d'energia multiplicant la temperatura absoluta T. La contribució de l'entropia # -TDelta_hS # és tan favorable (negatiu) com a dissolució tant la temperatura és alta. Així, el comportament més habitual dels compostos iònics és que sigui més soluble a mesura que augmenti la temperatura.

Per contra, aquells compostos que es dissolen exotèrmicament (#Delta_lH <0 #) es caracteritzen per una entalpia de solvatació que excedeix la entalpia de la xarxa, i és molt soluble fins i tot a baixa temperatura.