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Esta sustancia invencible, el NaCl, es vulnerable al agua, siempre en su mejor comportamiento. Cuando añadimos la sal de mesa al agua, desaparece en un santiamén con sólo agitarla bien. ¡Puf!
Entonces, ¿por qué ocurre esto? ¿Cómo puede el agua romper esos enlaces tan difíciles de romper?
La termodinámica responde lógicamente a estas preguntas. Exploremos los conceptos de entalpías de disolución e hidratación para comprender la lógica que subyace a este interesante comportamiento de las sales.
- Este artículo trata sobre la entalpía de disolución y de hidratación.
- Vamos a ver la definición de la entalpía de disolución y la entalpía de hidratación.
- La ecuación de cada entalpía.
- La explicación de en qué se diferencian estas dos entalpías.
- Ejemplos detallados y cálculos de cada una.
- Cómo la entalpía de red puede relacionar estos dos conceptos.
- Cómo puedes crear ciclos de energía para calcular para incógnitas.
Explicación de la entalpía de solución y de hidratación
Aquí repasaremos qué es cada uno de los términos entalpía de disolución y entalpía de hidrat ación individualmente. También mencionaremos qué es laentalpía dered en este contexto.
Pero antes de nada, una recapitulación sobre lo que es realmente la entalpía:
Muchos pensamos que la entalpía es sólo "energía", pero tenemos que pensar en la energía en contextos termodinámicos.
La entalpía es el contenido total de calor (energía) de un sistema, calculado mediante la suma de la energía interna y el producto de la presión y el volumen de dicho sistema.
Se expresa como
$$H = U + p\cdot V $$
Donde:
- H = Entalpía.
- U = Energía interna.
- p = Presión.
- V= Volumen.
Entonces, si la entalpía puede correlacionarse con la energía total de un sistema, ¿por qué hay diferentes entalpías para reacciones similares? Pues bien, todas las reacciones y procesos que vamos a estudiar son en realidad bastante diferentes desde un punto de vista termodinámico, que exploraremos y veremos cómo se relacionan entre sí.
Entalpía de solución
¿Qué es la entalpía de solución?
El cambio de entalpía estándar de una solución es el cambio de entalpía cuando un mol de una sustancia iónica se disuelve en grandes cantidades de disolvente para dar una solución de dilución infinita.
Solución de dilución infinita
Una solución de dilución infinita es una solución que tiene cantidades excesivamente grandes de disolvente, de modo que añadir más soluto no provocará ninguna absorción ni evolución del calor. Además, no se producirá ningún cambio en la concentración de la solución a pesar de añadir más soluto.
Nota: Para la siguiente parte de este artículo, el "agua" se considera el "disolvente" de interés por conveniencia
¿Qué ocurre cuando añades un mol de sal de mesa a grandes cantidades de agua? Si el agua es pura, y no hay otros constituyentes en ella, las interacciones entre el soluto añadido y las moléculas de agua pueden establecerse claramente. El cambio de entalpía será ínfimo en una solución muy diluida (exceso de disolvente).
¿A qué tipo de interacciones nos referimos?
A las interacciones ion-dipolo entre el soluto (XY, por ejemplo) y el disolvente. El agua es un disolvente polar, lo que significa que tiene un momento dipolar: una carga parcial negativa en el oxígeno y una carga parcial positiva en los hidrógenos. Esta separación de cargas (en parcialmente positiva y negativa) le confiere el superpoder de atraer a los iones del soluto.
El oxígeno parcialmente negativo atrae al ion positivo del soluto (X+), mientras que al anión del soluto (Y-) le encanta estar cerca de los hidrógenos parcialmente positivos. Estas interacciones entre los iones del soluto y las moléculas del disolvente se denominan interacciones ión-dipolo que son las responsables de la disolución de un soluto. Todo está en el nombre. Ion se refiere a los iones del soluto, mientras que dipolo se refiere a la molécula de agua dipolar (que tiene dos cabezas polares: oxígeno e hidrógeno).
Estas interacciones ion-dipolo son responsables de la ruptura de la red (debilitamiento de la atracción electrostática entre los iones de la red). Provocan la separación del soluto en sus iones.
\[ XY_{(s)} + aq \rightarrow X^+_{(aq)} + Y^-_{(aq)} \]
Visualicemos a continuación las interacciones ion-dipolo:
Las entalpías de disolución pueden ser endotérmicas, es decir, que absorben energía, o exotérmicas, es decir, que la liberan. Todo depende del soluto y de su naturaleza química, lo que significa que el factor clave es el tipo de compuesto iónico que se disuelve. ¿Entiendes por qué?
Entalpía de hidratación
En este apartado repasaremos qué es la entalpía de hidratación, y podrás ver claramente en qué se diferencia de la entalpía de disolución.
Hemos definido qué es la entalpía de dis olución y cómo se relaciona con la entalpía de red, pero ¿qué ocurre con los iones individualmente? En otras palabras, lo que ocurre a nivel iónico, hasta ahora, hemos estado estudiando esta disolución de compuestos a nivel molecular.
Entonces, ¿qué es la entalpía de hidratación?
La entalpía estándar de hidratación es el cambio de entalpía asociado a la disolución de un mol de ion gaseoso en su forma acuosa.
Veamos un ejemplo:
\(X^+(g) + Y^-(g)\(X^+(aq) + Y^-(aq)\)
El cambio estándar de entalpía es una medida de la energía liberada por las moléculas de agua y los iones que se atraen y asocian entre sí.
Si la entalpía de red describe la energía necesaria para romper el enlace iónico, y la entalpía de disolución establece el cambio de entalpía de la disolución del compuesto iónico, la entalpía de hidratación puede explicar la diferencia entre ambos valores.
Laentalpía de hidratación libera energía, ya que explica la formación de interacciones ion-dipolo . Se trata de las interacciones entre el ion en cuestión y los dipolos presentes en las moléculas de agua, con la fuerza parcialmente positiva sobre los hidrógenos y la fuerza parcialmente negativa sobre el oxígeno. Por tanto, las entalpías de hidratación son exotérmicas
Entalpía de solución y ecuación de hidratación
En este apartado, verás cómo podemos describir los conceptos de ent alpía de disolución y entalpía de hidratación mediante ecuaciones y ciclos termodinámicos.
En primer lugar, la entalpía de solución puede enunciarse como la disolución de un compuesto iónico. Podemos verlo de esta manera
\XY_{(s)} + aq \rightarrow XY_{(aq)} \].
o
\XY_(s)} + aq X^+_(aq)} + Y^-_(aq)}].
En el ejemplo anterior, el X+ es el catión, mientras que el Y- es el anión.
En segundo lugar, la entalpía de hidratación puede describirse mediante la siguiente ecuación:
\[ X^+_(g)} + aq \rightarrow X^+_{(aq)} \]
Puedes escribir la misma ecuación pero también para el anión.
¿Sabías que estos dos conceptos termodinámicos están relacionados? Hay otra fórmula que debes conocer y que en realidad relaciona ambos conceptos. Aquí la tienes:
\[ \Delta H^\circ_{sol} = \Delta H^circ_{lat} + \Delta H^\circ_{hyd} \]
¿Qué intenta comunicar la ecuación?
Establece el vínculo entre la entalpía de red (de disociación en este caso), la entalpía de disolución y la hidratación.
Para que quede claro, digámoslo así. Tomas sal que está en estado sólido (obviamente) y la descompones en sus iones individuales en estado gaseoso. Los iones están muy separados entre sí, sin fuerzas de atracción entre ellos en estado gaseoso. El cambio de entalpía de este proceso es la entalpía de disociación de la red, \(\Delta H^circ_{lat}\)
Cuando tomas los iones disociados en estado gaseoso del paso anterior y los pones en agua. Los iones individuales en estado gaseoso están ahora rodeados por moléculas de agua a través de interacciones ion-dipolo. El cambio de entalpía de este proceso es la entalpía de hidratación, \(\Delta H^circ_{hyd}\) . Ésta es sólo una vía indirecta de obtener iones en estado acuoso.
Ahora, coge de nuevo un poco de sal. Ahora está en estado sólido. En lugar de disociarla en iones que existen en estado gaseoso, la mezclas con agua. La sal se disuelve completamente en el agua, disociándose en iones. El cambio de entalpía de este proceso es la entalpía de la disolución, \(\Delta H^circ_{sol}\). Esta es la vía directa de obtención de iones en estado acuoso.
¿Qué has observado? ¿Cómo se relacionan los 3 procesos?
La entalpía de disolución es una forma directa de disociar iones e hidratarlos. Combina el proceso de disociación de la sal en iones (entalpía de disociación de la red) y su posterior disolución en un disolvente (entalpía de hidratación).
Por tanto, la suma de las entalpías de hidratación y de la entalpía reticular de disociación nos da la entalpía de la solución.
Diferencias entre la entalpía de solución y la de hidratación
Las entalpías de solución y de hidratación están relacionadas, pero no son lo mismo. Exploremos ahora algunas diferencias sutiles entre estos fenómenos aparentemente parecidos.
| Entalpía de solución \(\Delta H^circ_{sol}\) | Entalpía de hidratación \(\Delta H^circ_{hyd}\) |
| Trata los compuestos iónicos en su conjunto (Ej: NaCl) | Trata con iones gaseosos [Na+(g)]. |
| El proceso de disociación en iones (desintegración de la red) y la formación de interacciones iónico-dipolares ocurren simultáneamente. | El primer paso es la descomposición de la red en iones gaseosos. Los iones gaseosos se disuelven ahora en agua para formar iones acuosos. |
| Puede ser exotérmica o endotérmica | Es exotérmica |
| Una ruta/camino directo hacia la disolución | Un camino indirecto hacia la disolución |
| La suma de la entalpía de red y la entalpía de hidratación es la entalpía de disolución | La diferencia entre la entalpía de disolución y la entalpía de red es la entalpía de hidratación |
Ejemplo de entalpía de solución e hidratación
Aquí veremos algunos ejemplos reales de entalpías de disolución y de hidratación, y creemos que podrás establecer la relación entre ellas apreciando las sutiles diferencias.
El ejemplo que utilizaremos para las ecuaciones anteriores es la disolución de cloruro sódico (NaCl) en agua. En primer lugar, la entalpía de disolución puede construirse en la siguiente ecuación:
\NaCl_(s)} + (aq) Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)} \qquad \Delta H^\circ_{sol} = +1 \ espacio kJmol^{-1} \].
A continuación se muestran las ecuaciones de las entalpías de hidratación de cada uno de los iones.
\Na^+_(g)} + (aq) Na^+_(aq)} \qquad \Delta H^circ_{hyd(cation)} = -406 \ espacio kJmol^{-1}].
\Cl^-_(g)} + (aq) Cl^-_(aq)} \qquad \Delta H^circ_{hyd(anion)} = -364 \space kJmol^{-1} \qquad \Delta H^circ_{hyd(anion)} = -364 \space kJmol^{-1}].
¿Puedes ver cómo los valores de las entalpías de disolución y de hidratación de los iones son tan diferentes?
Esto se debe a que cada una interviene en un proceso diferente y muestra los valores energéticos de un fenómeno completamente distinto. Como puedes ver, las entalpías de hidratación son exotérmicas, lo que significa que desprenden mucha energía, mientras que la entalpía de disolución es muy baja. Cuando mezclas una cucharada de sal en agua, ¿obtienes una reacción vigorosa? Normalmente no, y eso se apoya en que la entalpía de disolución es un valor bajo. De hecho, si la entalpía de disolución es sólo un poco más positiva, el compuesto no se disolverá. Eso explica por qué algunas sales son solubles y otras no.
Puedes, calcular la entalpía de red si conoces los valores de la entalpía de disolución y de hidratación. Observa el ejemplo siguiente:
Podemos utilizar esta fórmula para hallar la entalpía de red: \( \Delta H^circ_{sol} = \Delta H^circ_{lat} + \Delta H^circ_{hyd})
los valores son
Entalpía de disolución = +1 kJ por mol.
Entalpía de hidratacióndel Na+= -406 kJ por mol
Entalpía de hidratación del Cl- = -364 kJ por mol
por lo tanto, introduciendo los números
\( +1 = \Delta H^\circ_{lat} + [(-406) + (-364)] \)
reordenando la ecuación:
\( delta H^circ_{lat} = +1 - [(-406)+(-364)] \)
resolviendo finalmente la ecuación:
\( \Delta H^\circ_{lat} = +771 \ espacio kJmol^{-1} \)
¡Puedes calcular cualquiera de las tres constantes de entalpía si conoces las otras dos! En el siguiente apartado veremos cómo puede verse esta relación en forma de diagrama.
Relación entre la entalpía de solución y la hidratación
En esta sección veremos la relación entre estos dos conceptos termodinámicos estrechamente relacionados. ¿Sabías que en realidad puedes crear ciclos energéticos a partir de estos dos conceptos y vincularlos mediante la entalpía de red? Echa un vistazo a la siguiente figura, que explica cómo puedes conectar estos dos conceptos y, lo que es más importante, cómo puedes calcular cualquiera de estos valores si conoces dos de ellos.
Diagrama de energía, entalpía de disolución e hidratación
En este artículo, deberías haber adquirido una sólida comprensión de los temas de la entalpía de disolución y la entalpía de hidratación, ¡y lo que es más importante, de sus diferencias! Conocer estos conceptos termodinámicos también te ayudará en todo tipo de temas y conceptos químicos diferentes.
Entalpía de disolución e hidratación - Puntos clave
- La entalpía de solución es la entalpía asociada a la energía liberada cuando un mol de una solución iónica se disuelve en agua.
- La entalpía de hidratación es la entalpía asociada a la energía liberada cuando un mol de ion gaseoso se disuelve en agua.
- Puedes calcular estos conceptos termodinámicos con las siguientes ecuaciones:
- entalpía de disolución \( XY_{(s)} + aq \rightarrow X^+_{(aq)} + Y^-_{(aq)} \)
- entalpía de hidratación: \( X^+_(g)} + aq \rightarrow X^+_{(aq)} \)
- Estos dos conceptos pueden vincularse mediante la entalpía de red, descrita por la ecuación \( \Delta H^circ_{sol} = \Delta H^circ_{lat} + \Delta H^circ_{hyd} \)
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