La solvatación describe la interacción de un disolvente con moléculas disueltas . Tanto las moléculas ionizadas como las no cargadas interactúan fuertemente con un disolvente, y la fuerza y la naturaleza de esta interacción influyen en muchas propiedades del soluto, incluidas la solubilidad, la reactividad y el color, además de influir en las propiedades del disolvente, como su viscosidad y densidad. [1] Si las fuerzas de atracción entre las partículas de disolvente y soluto son mayores que las fuerzas de atracción que mantienen unidas las partículas de soluto, las partículas de disolvente separan las partículas de soluto y las rodean. Las partículas de soluto rodeadas luego se alejan del soluto sólido y salen a la solución. Los iones están rodeados por una capa concéntrica de disolvente . La solvatación es el proceso de reorganizar las moléculas de disolvente y solvato en complejos de solvatación e implica la formación de enlaces, enlaces de hidrógeno y fuerzas de van der Waals . La solvatación de un soluto en agua se llama hidratación. [2]
La solubilidad de los compuestos sólidos depende de una competencia entre la energía reticular y la solvatación, incluidos los efectos de entropía relacionados con los cambios en la estructura del solvente. [3]
Según una definición de la IUPAC , [4] la solvatación es una interacción de un soluto con el disolvente , que conduce a la estabilización de las especies de soluto en la solución . En estado solvatado, un ion o molécula en una solución está rodeado o forma complejo por moléculas de disolvente. Las especies solvatadas a menudo pueden describirse mediante el número de coordinación y las constantes de estabilidad complejas . El concepto de interacción de solvatación también se puede aplicar a un material insoluble, por ejemplo, solvatación de grupos funcionales en una superficie de resina de intercambio iónico .
La solvatación es, en concepto, distinta de la solubilidad . La solvatación o disolución es un proceso cinético y se cuantifica por su velocidad. La solubilidad cuantifica el estado de equilibrio dinámico alcanzado cuando la tasa de disolución es igual a la tasa de precipitación . La consideración de las unidades aclara la distinción. La unidad típica para la velocidad de disolución es mol/s. Las unidades de solubilidad expresan una concentración: masa por volumen (mg/mL), molaridad (mol/L), etc. [ cita necesaria ]
La solvatación implica diferentes tipos de interacciones intermoleculares: enlaces de hidrógeno , interacciones ion-dipolo y fuerzas de van der Waals (que consisten en interacciones dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido y dipolo inducido-dipolo inducido). Cuál de estas fuerzas está en juego depende de la estructura molecular y las propiedades del disolvente y del soluto. La similitud o el carácter complementario de estas propiedades entre el solvente y el soluto determina qué tan bien un soluto puede ser solvatado por un solvente particular.
La polaridad del solvente es el factor más importante para determinar qué tan bien solvata un soluto en particular. Los disolventes polares tienen dipolos moleculares, lo que significa que parte de la molécula del disolvente tiene más densidad electrónica que otra parte de la molécula. La parte con mayor densidad electrónica experimentará una carga negativa parcial, mientras que la parte con menor densidad electrónica experimentará una carga positiva parcial. Las moléculas de disolventes polares pueden solvatar solutos e iones polares porque pueden orientar la porción apropiada parcialmente cargada de la molécula hacia el soluto mediante atracción electrostática. Esto estabiliza el sistema y crea una capa de solvatación (o capa de hidratación en el caso del agua) alrededor de cada partícula de soluto. Las moléculas de disolvente en las inmediaciones de una partícula de soluto a menudo tienen un orden muy diferente al del resto del disolvente, y esta área de moléculas de disolvente ordenadas de manera diferente se denomina región cibotáctica. [5] El agua es el disolvente polar más común y mejor estudiado, pero existen otros, como el etanol , el metanol , la acetona , el acetonitrilo y el dimetilsulfóxido . A menudo se encuentra que los disolventes polares tienen una constante dieléctrica alta , aunque también se utilizan otras escalas de disolventes para clasificar la polaridad del disolvente. Los disolventes polares se pueden utilizar para disolver compuestos inorgánicos o iónicos como las sales. La conductividad de una solución depende de la solvatación de sus iones. Los disolventes no polares no pueden solvatar iones y los iones se encontrarán como pares de iones.
Los enlaces de hidrógeno entre las moléculas de disolvente y soluto dependen de la capacidad de cada una de ellas para aceptar enlaces de H, donarlos o ambos. Los disolventes que pueden donar enlaces de H se denominan próticos, mientras que los disolventes que no contienen un enlace polarizado con un átomo de hidrógeno y no pueden donar un enlace de hidrógeno se denominan apróticos. La capacidad donante de enlaces H se clasifica en una escala (α). [6] Los disolventes próticos pueden solvatar solutos que pueden aceptar enlaces de hidrógeno. De manera similar, los disolventes que pueden aceptar un enlace de hidrógeno pueden solvatar solutos que donan enlaces de H. La capacidad aceptora de enlaces de hidrógeno de un disolvente se clasifica en una escala (β). [7] Los disolventes como el agua pueden donar y aceptar enlaces de hidrógeno, lo que los hace excelentes para solvatar solutos que pueden donar o aceptar (o ambos) enlaces de H.
Algunos compuestos químicos experimentan solvatocromismo , que es un cambio de color debido a la polaridad del disolvente. Este fenómeno ilustra cómo diferentes disolventes interactúan de manera diferente con el mismo soluto. Otros efectos de los disolventes incluyen preferencias conformacionales o isoméricas y cambios en la acidez de un soluto.
El proceso de solvatación se verá favorecido termodinámicamente sólo si la energía de Gibbs general de la solución disminuye, en comparación con la energía de Gibbs del disolvente y el sólido (o gas o líquido) separados. Esto significa que el cambio de entalpía menos el cambio de entropía (multiplicado por la temperatura absoluta) es un valor negativo, o que la energía de Gibbs del sistema disminuye. Una energía de Gibbs negativa indica un proceso espontáneo pero no proporciona información sobre la velocidad de disolución.
La solvatación implica múltiples pasos con diferentes consecuencias energéticas. Primero, se debe formar una cavidad en el solvente para dejar espacio para un soluto. Esto es tanto entrópica como entálpicamente desfavorable, ya que el orden de los disolventes aumenta y las interacciones disolvente-disolvente disminuyen. Interacciones más fuertes entre las moléculas de disolvente conducen a una mayor penalización entálpica por la formación de cavidades. A continuación, una partícula de soluto debe separarse del resto. Esto es entálpicamente desfavorable ya que las interacciones soluto-soluto disminuyen, pero cuando la partícula de soluto ingresa a la cavidad, las interacciones disolvente-soluto resultantes son entálpicamente favorables. Finalmente, a medida que el soluto se mezcla con el disolvente, se produce una ganancia de entropía. [5]
La entalpía de la solución es la entalpía de la solución menos la entalpía de los sistemas separados, mientras que la entropía de la solución es la diferencia correspondiente de entropía . La energía de solvatación (cambio en energía libre de Gibbs ) es el cambio de entalpía menos el producto de la temperatura (en Kelvin ) por el cambio de entropía. Los gases tienen una entropía de solución negativa, debido a la disminución del volumen gaseoso a medida que el gas se disuelve. Como su entalpía de solución no disminuye demasiado con la temperatura y su entropía de solución es negativa y no varía apreciablemente con la temperatura, la mayoría de los gases son menos solubles a temperaturas más altas.
La entalpía de solvatación puede ayudar a explicar por qué la solvatación ocurre en algunas redes iónicas pero no en otras. La diferencia de energía entre la que es necesaria para liberar un ion de su red y la energía liberada cuando se combina con una molécula de solvente se llama cambio de entalpía de solución . Un valor negativo para el cambio de entalpía de la solución corresponde a un ion que probablemente se disolverá, mientras que un valor positivo alto significa que no se producirá solvatación. Es posible que un ion se disuelva incluso si tiene un valor de entalpía positivo. La energía adicional requerida proviene del aumento de entropía que resulta cuando el ion se disuelve. La introducción de entropía hace que sea más difícil determinar mediante cálculos únicamente si una sustancia se disolverá o no. Una medida cuantitativa del poder de solvatación de los disolventes viene dada por el número de donantes . [8]
Aunque las primeras ideas eran que una relación más alta entre la carga iónica de un catión y el radio iónico , o la densidad de carga, daba como resultado una mayor solvatación, esto no resiste el escrutinio de iones como el hierro (III) o los lantánidos y actínidos , que se hidrolizan fácilmente. para formar óxidos insolubles (hidratados). Como se trata de sólidos, es evidente que no están solvatados.
Las fuertes interacciones disolvente-soluto hacen que el proceso de solvatación sea más favorable. Una forma de comparar qué tan favorable es la disolución de un soluto en diferentes solventes es considerar la energía libre de transferencia. La energía libre de transferencia cuantifica la diferencia de energía libre entre soluciones diluidas de un soluto en dos disolventes diferentes. Básicamente, este valor permite comparar las energías de solvatación sin incluir las interacciones soluto-soluto. [5]
En general, el análisis termodinámico de soluciones se realiza modelándolas como reacciones. Por ejemplo, si agrega cloruro de sodio al agua, la sal se disociará en los iones sodio (+ac) y cloruro (-ac). La constante de equilibrio de esta disociación puede predecirse mediante el cambio en la energía de Gibbs de esta reacción.
La ecuación de Born se utiliza para estimar la energía libre de solvatación de Gibbs de un ion gaseoso.
Estudios de simulación recientes han demostrado que la variación de la energía de solvatación entre los iones y las moléculas de agua circundantes es la base del mecanismo de la serie de Hofmeister . [9] [1]
La solvatación (específicamente, la hidratación ) es importante para muchas estructuras y procesos biológicos. Por ejemplo, la solvatación de iones y/o de macromoléculas cargadas, como ADN y proteínas, en soluciones acuosas influye en la formación de conjuntos heterogéneos, que pueden ser responsables de la función biológica. [10] Como otro ejemplo, el plegamiento de proteínas se produce espontáneamente, en parte debido a un cambio favorable en las interacciones entre la proteína y las moléculas de agua circundantes. Las proteínas plegadas se estabilizan en 5-10 kcal/mol en relación con el estado desplegado debido a una combinación de solvatación e interacciones intramoleculares más fuertes en la estructura de la proteína plegada , incluidos los enlaces de hidrógeno . [11] Minimizar el número de cadenas laterales hidrofóbicas expuestas al agua enterrándolas en el centro de una proteína plegada es una fuerza impulsora relacionada con la solvatación.
La solvatación también afecta la complejación huésped-huésped . Muchas moléculas huésped tienen un poro hidrofóbico que encapsula fácilmente a un huésped hidrofóbico. Estas interacciones se pueden utilizar en aplicaciones como la administración de fármacos, de modo que una molécula de fármaco hidrófoba se pueda administrar en un sistema biológico sin necesidad de modificar covalentemente el fármaco para solubilizarlo. Las constantes de unión de los complejos huésped-huésped dependen de la polaridad del disolvente. [12]
La hidratación afecta las propiedades electrónicas y vibratorias de las biomoléculas. [13] [14]
Debido a la importancia de los efectos de la solvatación en la estructura de las macromoléculas, las primeras simulaciones por computadora que intentaban modelar sus comportamientos sin incluir los efectos del solvente ( al vacío ) podían arrojar malos resultados en comparación con los datos experimentales obtenidos en solución. Las moléculas pequeñas también pueden adoptar conformaciones más compactas cuando se simulan al vacío ; esto se debe a interacciones favorables de van der Waals e interacciones electrostáticas intramoleculares que se amortiguarían en presencia de un disolvente.
A medida que aumentó la potencia de las computadoras, fue posible intentar incorporar los efectos de la solvatación dentro de una simulación y la forma más sencilla de hacerlo es rodear la molécula que se simula con una "piel" de moléculas de solvente, similar a simular la molécula dentro de una gota. de disolvente si la piel es lo suficientemente profunda. [15]
{{cite journal}}: Mantenimiento CS1: varios nombres: lista de autores ( enlace )[Un ejemplo de un MOF solvatado, donde se describe la disolución parcial.]
