Solvatación

La solvatación es un proceso que consiste en la atracción y agrupación de las moléculas que conforman un disolvente, o en el caso del soluto, sus iones. Cuando se disuelven los iones de un disolvente, éstos se separan y se rodean de las moléculas que forman el disolvente. Cuanto mayor es el tamaño del ion, mayor será el número de moléculas capaces de rodear a éste, por lo que se dice que el ion se encuentra mayormente solvatado.

La estabilización de las especies que forman un soluto en una solución, viene dada por la interacción de un soluto con un disolvente. También, cuando un ion se encuentra formado por un átomo central y rodeado por moléculas, se dice que está solvatado, a este tipo de ion se le llama complejo. La solvatación, también puede darse en un material que sea insoluble.

Se deben tener claros los conceptos de soluto y solubilidad, para entender, y no confundir, la solvatación:

• Soluto: Sustancia que se encuentra de forma, generalmente minoritaria, en una disolución, encontrándose disuelta en el disolvente.
• Solubilidad: Medida de capacidad que tiene una sustancia para poder disolverse en otra. Cuando la velocidad de precipitación y la de disolución, son iguales, la solubilidad cuantifica el estado de equilibrio. Esta viene medida en moles por Kg.

Los disolvente polares, son aquellos que contienen dipolos en su estructura molecular. Estos generalmente poseen una contante dieléctrica alta. Las moléculas que tienen carácter polar, tienen la característica de poder orientar la parte cargada de las moléculas hacia el ion, para dar respuesta a la atracción electrostática, consiguiendo dar estabilidad al sistema.

La sustancia que actúan como solvente polar por excelencia, es el agua, aunque también hay otras sustancias bastante utilizadas con el mismo fin, como son la acetona, el etanol o el amoníaco entre otros, pudiendo todos estos tipos de disolventes, disolver compuestos inorgánicos, tales como las sales.

En la solvatación participan diferentes interacciones moleculares como son, los puentes de hidrógeno, la atracción dipolo-dipolo, el ion dipolo, o también las fuerzas de dispersión de London. Algunos de ellos, como los puentes de hidrógeno, pueden estar presentes tan sólo, en disolventes de carácter polar, y otras, como por ejemplo, las interacciones ion-ion, tan sólo se darán en disolventes iónicos.

La solvatación se ve favorecida termodinámicamente, sólo si la energía de formación de Gibbs, es de menor valor que la suma de la energía libre de formación de Gibbs del disolvente y del soluto, separadamente.

Para que tenga lugar la solvatación, se precisa la liberación de los iones que conforman la red cristalina en la cual se encuentren, rompiéndose toda atracción entre los iones, la cual, viene representada por la energía libre de red del soluto, cuando se encuentra en su estado natural de agregación. La energía que se utiliza en este proceso , se adquiere de la energía que se libera cuando los iones que forman la red del soluto se asocian con las moléculas del disolvente en cuestión, conociéndose a la energía que se libera de esta forma, como energía libre de solvatación.

La entalpía de formación de la solución, menos la sumación de las entalpías de formación respectivas de los sistemas separados, será la entalpía de solución, en cambio, la entropía, será la diferencia existente entre las entropías de formación.

Generalmente los gases a altas temperaturas, generalmente tienen una entalpía negativa, hecho que los convierte en poco solubles.

La entalpía de solvatación, puede dar respuesta al porqué la solvatación tiene lugar con algunas redes iónicas sí, y con otras, en cambio, no, pues un valor negativo de entalpía de solución, corresponde a un ion que se acabará disolviendo, pero sin embargo, un valor positivo, llega como significado que la solvatación no será fácil.

Por mucho tiempo se pensó, que la densidad de carga, o lo que es lo mismo, la relación entre la carga  el tamaño del ion, proporcionaban una mayor solvatación, pero hoy en día, se sabe que este dato no es correcto, pues no resulta aplicable a todos los iones, como por ejemplo a los iones de hierro (III), a los grupos de lactánidos y Actídidos.

Karla Urueta Yañez