¿Cómo separa el agua los iones de un cristal de sal?

Un átomo tiene un núcleo positivo rodeado de electrones negativos distribuidos en capas, y los electrones exteriores pueden compartirse con otros átomos. Una molécula de agua contiene un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno. El oxígeno aporta seis electrones de valencia, es decir, de la capa exterior, y cada hidrógeno aporta uno: ocho en total. Dos pares se comparten en los enlaces covalentes O–H; otros dos pares permanecen principalmente alrededor del oxígeno y no participan en los enlaces. Se llaman pares no enlazantes.

Elige «Pares de electrones» abajo. Las ocho marcas de color ámbar permiten contar los electrones de valencia en un diagrama de Lewis. No indican posiciones medidas de los electrones ni pequeñas partículas fijas sobre los enlaces. Los otros dos electrones internos del oxígeno no aparecen en este diagrama de valencia.

El oxígeno atrae los electrones compartidos con más fuerza que el hidrógeno. Por eso la densidad electrónica se desplaza hacia el oxígeno: ese extremo es parcialmente negativo, δ−, y los extremos de hidrógeno son parcialmente positivos, δ+. Elige la segunda vista para observar el cambio en el diagrama. En toda esta lección, el azul indica carga negativa y el rojo, carga positiva.

Ahora observa la forma angular. Los dos extremos de hidrógeno están aproximadamente al mismo lado del oxígeno, de modo que las separaciones de carga no se compensan. Una molécula neutra cuyos centros de distribución de carga positiva y negativa están separados tiene un dipolo eléctrico. Esto explica por qué una molécula de agua neutra puede ser atraída y orientada por un ion con carga.

En el NaCl sólido ya existen los iones de sodio Na⁺ y de cloruro Cl⁻. Las cargas opuestas se atraen y los iones forman una red tridimensional que se repite. Un ion del interior tiene seis vecinos más próximos de carga opuesta. La fórmula NaCl indica la proporción 1:1; no significa que el sólido esté formado por moléculas de NaCl separadas.

En el modelo, las esferas rojas pequeñas son Na⁺ y las azules más grandes son Cl⁻. Las conexiones luminosas destacan la atracción entre los vecinos más próximos; no son varillas físicas. Las interacciones también se extienden más allá de los vecinos dibujados. En las moléculas de agua, el extremo de oxígeno es azul y los de hidrógeno son rojos, por lo que podemos comparar directamente qué cargas quedan frente a frente.

Empieza en 0% y mueve despacio el control del proceso. Primero observa las moléculas de agua próximas a los dos iones resaltados de la superficie. Sus extremos de oxígeno giran hacia Na⁺ y sus extremos de hidrógeno, hacia Cl⁻. Varias moléculas pueden rodear un ion a la vez. Esta capa de moléculas de agua orientadas se llama capa de hidratación.

Continúa el proceso. Los iones de la superficie se alejan de sus posiciones originales en la red, mientras las interacciones con el agua los estabilizan en la disolución. Las conexiones de la red se atenúan al aumentar las distancias. Las moléculas de agua permanecen intactas: la disolución de NaCl no rompe sus enlaces covalentes O–H.

Es una secuencia explicativa deliberadamente ralentizada, no una trayectoria de dinámica molecular ni un cálculo de fuerzas. Se dibujan seis moléculas de agua alrededor de cada ion seleccionado por claridad visual, no porque ambos iones tengan siempre exactamente seis vecinos. Las capas de hidratación reales fluctúan e intercambian moléculas, y los iones pueden volver a unirse. La animación por sí sola no decide si la disolución es termodinámicamente favorable.

Separar los iones de una red requiere energía. Hidratar los iones gaseosos separados libera energía. Es tentador concluir que, si una sal se disuelve, la hidratación debe liberar más energía de la que cuesta separar su red. El NaCl a temperatura ambiente muestra que esa conclusión no es válida.

Los datos de estado estándar de la tabla corresponden a 298.15 K. $\Delta H_f^\circ$ es la entalpía estándar de formación. La entalpía es una magnitud que permite llevar la cuenta de la energía; en un recipiente abierto a presión constante, su cambio equivale al calor absorbido. Los valores de formación comparan un mol de cada sustancia con sus elementos en los estados de referencia. El pequeño círculo indica la convención de estado estándar y el subíndice $f$ significa formación; $S^\circ$ es la entropía molar estándar. Usamos la misma tabla para las tres especies para mantener las mismas definiciones. Si estas unidades aún te resultan desconocidas, puedes omitir los cálculos por ahora y quedarte con el resultado: separar la red absorbe energía, hidratar los iones la libera, y ambos efectos casi se compensan. Por eso, la energía por sí sola no explica por qué se disuelve la sal.

Para hallar la entalpía de reacción, restamos la suma de las entalpías de formación de los reactivos a la suma de las de los productos. El resultado representa la diferencia de energía entre el estado final y el inicial.

El resultado positivo indica una pequeña absorción de calor, de unos 3.9 kJ por mol en esta comparación de estados estándar. Según la ley de Hess, podemos dividir el mismo cambio en dos pasos: separación de la red e hidratación. Sus contribuciones, grandes y de signo opuesto, casi se compensan; aquí la energía necesaria para separar la red es ligeramente mayor. La entalpía de hidratación incluye la reorganización del disolvente en ese proceso definido; no es solo la energía de unos pocos contactos dibujados. La entalpía por sí sola todavía no explica por qué puede producirse la disolución.

La disolución cambia las maneras en que pueden distribuirse la energía y las partículas. Una configuración microscópica especifica las posiciones y energías de las partículas; un estado macroscópico indica magnitudes globales, como la temperatura y el volumen. Un mismo estado macroscópico puede corresponder a muchas configuraciones microscópicas. La entropía, que escribimos $S$, aumenta con el número de configuraciones posibles; no cuenta lo desordenada que parece una imagen. ¿Por qué usamos un logaritmo? Cuando se combinan dos sistemas independientes, se multiplican sus números de configuraciones posibles. El logaritmo transforma esa multiplicación en una suma, de modo que sus entropías se suman; por ejemplo, $\ln(AB)=\ln A+\ln B$. Bajo las hipótesis del modelo estadístico, más configuraciones accesibles significan mayor entropía; la entropía no es el recuento directo de configuraciones. La dispersión de los iones puede aumentar la entropía, mientras que la orientación local del agua puede compensar parte de ese aumento. Por eso calculamos el cambio total en lugar de juzgarlo por una imagen.

Debemos considerar tanto la disolución como su entorno. A temperatura y presión constantes, la comparación de su cambio conjunto de entropía puede escribirse mediante una nueva magnitud: el cambio de energía libre de Gibbs, $\Delta G=\Delta H-T\Delta S$. Los pasos siguientes explican de dónde sale el signo menos. Este criterio predice una dirección favorable, no la rapidez de una reacción. Usa kelvin y unidades de energía coherentes: $43.4\ \mathrm{J} = 0.0434\ \mathrm{kJ}$.

El cambio negativo de energía libre estándar muestra que una pequeña absorción de calor no impide la disolución. No significa que pueda disolverse una cantidad ilimitada de sal. El valor real de $\Delta G$ también depende de las actividades $a$ de los iones disueltos, medidas sin dimensiones de sus concentraciones efectivas. Aquí $R$ es la constante de los gases expresada en unidades de energía por mol y por kelvin, $T$ es la temperatura en kelvin, y $\ln$ es el logaritmo natural: vale cero cuando su entrada es 1, es negativo entre 0 y 1 y aumenta al aumentar su entrada positiva. El producto de las actividades es la entrada de ese logaritmo. A medida que la disolución se concentra, este término de corrección suele aumentar. En la saturación, $\Delta G = 0$: la disolución y la cristalización están en equilibrio. Una disolución concentrada de NaCl no es ideal, por lo que no podemos sustituir directamente las actividades por concentraciones molares y afirmar que obtenemos una solubilidad exacta.