Cuando coloca un cristal de NaCl en agua a temperatura ambiente, ¿por qué las moléculas de agua disuelven el cristal en iones Na + y Cl- en lugar de adherirse a la superficie del cristal?

Para comenzar, un cristal de NaCl se mantiene unido mediante atracción electrostática entre los cationes de sodio y los aniones de cloruro. Por sí solo, el cristal es estable, se mantiene unido por esta fuerza, que proporciona la energía reticular al cristal.

Así es como se ve el cristal, hasta los átomos individuales. Es estable cuando no hay moléculas de agua involucradas, o se ha colocado en un solvente como el hexano. El hexano no puede hacer lo que el agua le hace al cristal, porque sus enlaces CH no son lo suficientemente polares como para interactuar fuertemente con los iones.

Las cosas cambian una vez que el cristal se sumerge en agua. Con su carácter polar, el agua puede estabilizar los iones separados bastante bien (llamada energía de solvatación). Tiene excelentes habilidades de estabilización con muchos iones diferentes y puede descomponer la mayoría de los cristales. Sin embargo, esta capacidad está limitada por la fuerza con la que el cristal se mantiene unido. Si tuviéramos que cambiar NaCl con MgO, un cristal cúbico con iones +2 y -2 en lugar de iones +1 y -1, ¡encontramos que el MgO es insoluble en agua! El MgO tiene demasiada energía reticular para que las moléculas de agua lo separen, porque los iones +2 y -2 se atraen mucho más fuertemente que los iones +1 y -1 en NaCl.

Cuando el cristal cae en un recipiente con agua, primero vemos que se forma inmediatamente una película de agua alrededor del cristal, que se muestra en esta imagen.
A medida que las moléculas de agua comienzan a interactuar con los iones, alinean sus cargas parciales hacia las cargas opuestas de los iones de cristal. Los átomos de hidrógeno (blanco) son parcialmente positivos, por lo que van por los iones de cloruro (átomos verdes). Los átomos de oxígeno (rojo) transportan la densidad electrónica, por lo que son parcialmente negativos e irán por los iones de sodio (amarillo). Este tipo de interacción se llama interacción dipolo-ion y proporciona la mayor parte de la energía de solvatación que permite que el agua rompa el cristal de NaCl.

La energía de solvatación depende de la accesibilidad del solvente hacia el objeto que está disolviendo. Al observar el cristal de NaCl, encontramos que los átomos de la esquina ofrecen el área de superficie más grande a una molécula de agua, y son los que darán la mayor energía de solvatación cuando los dos se unan.
Aquí, en esta imagen, una molécula de agua está interactuando con el cristal de NaCl. El átomo de la esquina es el mejor lugar para romper un ion, ya que puede estar rodeado rápidamente por moléculas de agua. Los átomos del borde y de la cara dan menos energía de solvatación, porque todavía se mantienen unidos por átomos vecinos en el cristal. Los átomos interiores tienen cero accesibilidad, por lo que el agua nunca obtendrá energía de solvatación al tratar de interactuar con estos átomos. Sin embargo, cuando los iones comienzan a separarse por moléculas de agua que interactúan con el cristal, cada vez más átomos interiores se convierten en átomos de esquina y son más accesibles para las moléculas de agua. Esto inicia un proceso en cascada, con átomos que antes eran interiores, cada vez más accesibles, hasta que todos los iones están completamente separados en agua.

Los iones completamente separados en el agua son significativamente más estables en comparación con el cristal original que permanece intacto, debido a la considerable ganancia de energía de todas las interacciones dipolo-ion. Estas interacciones son lo suficientemente fuertes como para mantener los iones separados. Si estas interacciones fueran desactivadas o dañadas, entonces el cristal sería favorecido sobre los iones separados. En el vacío, los iones individuales son mucho menos estables, ya que no hay energía de solvatación y el cristal sobrevive. Con la energía de solvatación, se hace posible separar los iones individuales de un cristal.

La diferencia de tamaño entre los cationes de sodio y los aniones de cloruro es bastante pequeña, por lo que aproximadamente el mismo número de moléculas de agua puede rodear completamente estos átomos. En esta imagen de un anión cloruro en agua, vemos que alrededor de 6 moléculas de agua pueden caber a su alrededor.
Con el catión de sodio ligeramente más grande, pueden caber alrededor de 7-8 moléculas de agua sobre él.