Hay varias interacciones que afectan la estabilidad de los compuestos iónicos. A veces se encuentran especies o moléculas iónicas en las reacciones, y el uso de un solvente diferente para estas reacciones puede alterar la estabilidad de las especies iónicas presentes en las reacciones. Wikipedia tiene una buena discusión sobre estos efectos solventes en las reacciones.
Efectos solventes
Si una especie iónica se coloca en un solvente que puede interactuar con ella, especialmente agua y acetamida, entonces la energía de la especie se reducirá en relación con su estado original. Las interacciones dipolo-dipolo y dipolo-ion se encuentran entre las principales interacciones que ayudan a los solventes a estabilizar iones. Como los solventes polares tienen una distribución asimétrica de cargas parciales, actúan como si fueran mitad positivos y mitad negativos. Aunque las cargas son menores que las de los iones, las interacciones electrostáticas derivadas de tales interacciones siguen siendo fuertes. Del mismo modo, los solventes que no tienen cargas parciales apreciables tendrán dificultades para interactuar con los iones. El hexano es un buen ejemplo, porque es un hidrocarburo y es relativamente no polar. Su distribución de carga es muy uniforme, por lo que se comporta más como una especie sin ninguna carga. Su capacidad para interactuar a través de interacciones electrostáticas está muy disminuida en relación con la del agua y otros solventes polares. Por lo tanto, arrojar una especie iónica al hexano puede desestabilizar el ion, colocándolo en una energía más alta en relación con su estado original antes de ser disuelto. Incluso la ausencia de un disolvente y que los iones se mantengan intactos en un plasma es bastante desestabilizador, en comparación con tener los iones en un cristal.
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Los efectos desestabilizadores del hexano provienen de sus fuerzas dispersivas o ‘fuerzas de Londres’. Estas fuerzas surgen de nubes de electrones que interactúan entre sí, y son muy débiles en comparación con la atracción electrostática entre cargas. Como las moléculas de hexano solo pueden interactuar entre sí al tocar las nubes de electrones, estas nubes no son buenas para estabilizar iones cuando el hexano se usa como solvente para rodear los iones. Otro término para ‘fuerzas de Londres’ es ‘van der Waals’, y se refiere a las interacciones de la superficie molecular entre moléculas o átomos. La fuerza de van der Waals les da a los átomos y las moléculas sus ‘formas’ físicas, y evita la superposición entre las superficies de los átomos, materiales y otras cosas masivas. Estas fuerzas son las que evitan que nuestros dedos crucen las teclas del teclado mientras escribimos. Las nubes de electrones de los átomos en nuestros dedos chocan con las de las teclas, y la interacción de van der Waals ayuda a mantener a los dos separados. Aunque nuestros átomos son en su mayoría espacio vacío y se asemejan a las nubes en el cielo, las nubes de electrones los hacen “sentir” como superficies duras. Por lo tanto, las fuerzas de van der Waals no son buenas para estabilizar iones, ya que no pueden interactuar electrostáticamente. Son desestabilizadores para las especies iónicas.
