Perspectiva molecular del proceso de solubilización

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 Hablamos bastante de las interacciones moleculares en la unidad de enlace químico, así que por el momento para términos prácticos solo nos enfocaremos en las interacciones debidas a momentos de polaridad, ya sea permanentes en las moléculas iónicas como el cloruro de sodio o momentáneas con tendencia a un átomo muy electronegativo como en la molécula de agua; estas interacciones polares fuertes se contraponen a interacciones no polares que aumentar su fuerza en la medida que la molécula se hace más grande.

Figura 10.  Pasos para la formación de una solución. Para que una disolución homogénea se forme deben involucrarse tres cambios energéticos, uno para el soluto, otro para el solvente y el tercero para la mezcla.

Estas definiciones se basaban en una muestra elemental pura, por ejemplo, un gas como en helio posee muy pocas interacciones ya que es una molécula de un solo átomo neutral, sin embargo, ahora debemos tener en cuenta lo que sucede en una mezcla.

Tres tipos de interacciones intermoleculares están implicadas en la formación de la solución: (1) Las interacciones soluto-soluto, la unión entre las partículas de un mismo tipo deben ser superadas para dispersar las partículas del soluto a través del solvente; (2) Las interacciones solvente-solvente, la unión entre las partículas de disolvente deben superarse para dejar espacio para las partículas de soluto en el disolvente; (3) Las interacciones solvente-soluto, estas solo se dan cuando las partículas se mezclan de manera solubilizada. Lo anterior se resume con la siguiente idea, los dos componentes puros poseen un orden molecular que debe romperse para poder mezclarse. Para que el proceso sea espontáneo el estado energético final debe ser menor que el de los dos miembros de la solución por separado.

La medida en que una sustancia puede disolverse en otra depende de las magnitudes relativas de estos tres tipos de interacciones, aunque existen técnicas heurísticas que permiten evaluar con rapidez la probable solubilidad de dos sustancias. Las soluciones se forman cuando las magnitudes de las interacciones disolvente-soluto son comparables o mayores que las interacciones soluto-soluto y disolvente-disolvente. Por ejemplo, el heptano y el pentano se disuelven entre sí en todas las proporciones. Para esta discusión, podemos llamar arbitrariamente heptano el disolvente y pentano el soluto. Ambas sustancias son no polares y las magnitudes de las interacciones disolvente-soluto (fuerzas de dispersión atractivas) son comparables a las interacciones soluto-soluto y disolvente-disolvente. Por lo tanto, ninguna fuerza impide la mezcla, y la tendencia a mezclar (aumentar la entropía) hace que la solución se forme espontáneamente.

El cloruro de sodio sólido se disuelve fácilmente en agua debido a que las interacciones solvente-soluto entre las moléculas de agua y los iones son lo suficientemente fuertes como para superar las atractivas interacciones soluto-soluto entre los iones en el cloruro de sodio y las interacciones solvente-disolvente entre moléculas de agua. Cuando se agrega cloruro de sodio al agua, las moléculas de agua se orientan sobre la superficie de los cristales de cloruro de sodio con el extremo positivo del dipolo de agua orientado hacia los iones cloruro(1-) y el extremo negativo orientado hacia los iones sodio(1+). Estas atracciones de iones-dipolo son lo suficientemente fuertes para tirar de los iones de superficie lejos del sólido, superando así las interacciones soluto-soluto. Para que el sólido se disuelva, algunas interacciones solvente-disolvente también deben ser superadas para crear espacio para que los iones se "encajen" entre todas las moléculas de agua.

Una vez separados del sólido, los iones sodio(1+) y cloruro(1-) están rodeados por moléculas de agua. Las interacciones como ésta entre el soluto y las moléculas de disolvente se conocen como solvatación. Cuando el disolvente es agua, las interacciones se denominan hidratación.

Los procesos de disolución típicamente se acompañan de cambios en la entalpía. Por ejemplo, cuando NaCl se disuelve en agua, el proceso es ligeramente endotérmico, ΔH_T  = 3,9 kJ / mol. Podemos utilizar la ley de Hess para analizar cómo las interacciones soluto-soluto, solvente-disolvente y disolvente-disolvente influyen en la entalpía de la solución. Podemos imaginar que el proceso de solución tiene tres componentes, cada uno con un cambio de entalpia asociado: Un grupo de n partículas de solutos deben separarse entre sí ΔH_a, un grupo de m partículas disolventes separadas entre sí ΔH_b, y estas partículas de soluto y solvente mezclan ΔH_m.  De esta forma podemos obtener el cambio de entalpía final en términos de las entalpias de cada uno de los pasos independientes.

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La separación de las partículas de soluto entre sí requiere siempre una entrada de energía para superar interacciones de atracción. El proceso es por lo tanto endotérmico ΔH_a > 0. Igualmente, la separación de moléculas de disolvente para acomodar al soluto siempre requiere energía ΔH_b > 0. El tercer componente, que surge de las interacciones atractivas entre las partículas de soluto y las partículas de disolvente, es siempre exotérmico ΔH_m < 0.

Los tres términos de entalpía en la ecuación (1) pueden agregarse juntos para dar una suma positiva o negativa, dependiendo de los números reales para el sistema considerado. Así, la formación de una solución puede ser exotérmica o endotérmica. Por ejemplo, cuando se añade sulfato de magnesio al agua, el proceso en solución es exotérmico: ΔH_T  = —91,2 kJ / mol. Por el contrario, la disolución del nitrato de amonio es endotérmica: ΔH_T = 26,4 kJ / mol. Estas sales particulares son los componentes principales en los paquetes de calor instantáneos y los paquetes de hielo usados para tratar lesiones atléticas. Los paquetes consisten en una bolsa de agua y la sal sólida sellada del agua, sulfato de magnesio para paquetes calientes y nitrato de amonio para paquetes fríos. Cuando se comprime el paquete, se rompe el sello que separa el sólido del agua y se forma una solución, aumentando o disminuyendo la temperatura.

El cambio de entalpía para un proceso puede proporcionar una visión en la medida en que el proceso se produce. Los procesos exotérmicos tienden a proceder espontáneamente. Por otro lado, si ΔH_T es demasiado endotérmico, el soluto podría no disolverse de forma significativa en el disolvente escogido. Por lo tanto, para que las soluciones se formen, la interacción disolvente-soluto debe ser lo suficientemente fuertes como para que ΔH_m sea comparable en magnitud a ΔH_a+ΔH_b. Este hecho explica además por qué los solutos iónicos no se disuelven en disolventes no polares. Las moléculas de disolvente no polar experimentan solamente interacciones atractivas débiles con los iones, y estas interacciones no compensan las energías requeridas para separar los iones entre sí.

Por un razonamiento similar, un soluto líquido polar, tal como agua, no se disuelve en un disolvente líquido no polar, tal como octano. Las moléculas de agua experimentan fuertes interacciones de enlace de hidrógeno entre sí, fuerzas atractivas que deben superarse si las moléculas de agua han de dispersarse a través del disolvente de octano. La energía necesaria para separar las moléculas de H₂O entre sí no se recupera en forma de interacciones atractivas entre las moléculas de H₂O y de octano.