Γιατί διαλύονται τα ιόντα;
1. Πολικοί διαλύτες:
* Το νερό (h₂o) είναι το πιο συνηθισμένο παράδειγμα. Τα μόρια του νερού είναι πολικά, που σημαίνει ότι έχουν ένα ελαφρώς θετικό τέλος (κοντά στα άτομα υδρογόνου) και ένα ελαφρώς αρνητικό άκρο (κοντά στο άτομο οξυγόνου).
2. Αλληλεπιδράσεις ιόντων-διπολικών:
* Όταν μια ιοντική ένωση (όπως το αλάτι επιτραπέζιου, NaCl) τοποθετείται σε νερό, τα θετικά άκρα των μορίων νερού προσελκύονται από τα αρνητικά φορτισμένα ιόντα χλωριούχου (CL⁻).
* Ομοίως, τα αρνητικά άκρα των μορίων νερού προσελκύονται από τα θετικά φορτισμένα ιόντα νατρίου (Na⁺).
* Αυτά τα αξιοθέατα ονομάζονται αλληλεπιδράσεις ιόντων ιόντων .
3. Ενυδάτωση:
* Τα μόρια του νερού περιβάλλουν τα ιόντα, διαχωρίζοντάς τα αποτελεσματικά το ένα από το άλλο. Αυτή η διαδικασία ονομάζεται ενυδάτωση .
* Η έλξη μεταξύ των ιόντων και των μορίων του νερού είναι ισχυρότερη από την έλξη μεταξύ των ίδιων των ιόντων, προκαλώντας τη διάλυση της ιοντικής ένωσης.
4. Εντροπία:
* Η διαδικασία διάλυσης αυξάνει επίσης την εντροπία (διαταραχή) του συστήματος. Τα ιόντα γίνονται πιο διασκορπισμένα σε όλη τη λύση, οδηγώντας σε μια πιο τυχαία διάταξη σωματιδίων.
Συνοπτικά:
* Οι πολικοί διαλύτες, όπως το νερό, έχουν τη δυνατότητα να σπάσουν ιοντικές ενώσεις.
* Η έλξη μεταξύ των ιόντων και των μορίων πολικού διαλύτη είναι ισχυρότερη από την έλξη μεταξύ των ίδιων των ιόντων.
* Αυτό οδηγεί στον διαχωρισμό και την ενυδάτωση των ιόντων, με αποτέλεσμα τη διάλυση της ιοντικής ένωσης.
Σημαντική σημείωση: Δεν διαλύονται όλες οι ιοντικές ενώσεις στο νερό. Η διαλυτότητα μιας ιοντικής ένωσης εξαρτάται από την αντοχή της έλξης μεταξύ των ιόντων και των μορίων διαλύτη. Για παράδειγμα, το χλωριούχο ασήμι (AGCL) είναι ουσιαστικά αδιάλυτο στο νερό, επειδή η έλξη μεταξύ των ιόντων αργύρου και χλωριούχου είναι ισχυρότερη από την έλξη μεταξύ αυτών των ιόντων και των μορίων νερού.
