溶劑化
溶劑合（solvation）有時也稱為溶解（dissolution），為一吸引帶有分子離子溶劑的溶液聚集的過程。當離子在溶劑中溶解，且會被溶劑分子所包圍。
溶劑合、溶解和溶解性的不同
由國際純粹與應用化學聯合會 (IUPAC)定義，溶劑合是指溶質和溶劑之間的交互作用，使溶質在溶液中穩定。[1]根據在依溶劑中離子被溶劑分子環繞，或是形成複合體，可以用來表示溶劑的狀態。(參考solvation shell)溶劑合的觀念，也可應用於不溶的物質，例如，離子交換樹脂表面的官能基溶劑合。
在觀念上，溶劑合和溶解以及溶解性是不同的。溶解為化學動力學的過程，藉由其速率量化。當溶解率和沉澱率相等時，溶解性達到動態平衡的狀態。
藉由單位可以更了解三者之間的差異性。配位作用可透過配位數複雜的平衡常數來描述。溶解的單位為mol/s，而溶解性的單位為mol/kg。
溶劑合的不同，也在於液化伴隨著不可逆的化學改變。例如:鋅不可被鹽酸溶劑合，但它可藉由化學反應，形成可溶的氯化鋅鹽。
溶劑合與分子間的交互作用
極性溶劑為包含鍵偶極矩的分子結構。此種化合物通常具有很高的介電常數(又稱:相對電容率)。溶劑的這些極性分子可以溶劑合離子，因為他們可以使帶有部分電荷的分子朝向離子以回應靜電吸引。這種現象穩定了系統也創造出一溶劑殼結構 (或是水溶液中形成水合結構)。水是最常見且最穩定的極性溶劑。但也有其他的溶劑，例如:乙醇、甲醇、丙酮、乙腈、二甲基亞碸、碳酸亞丙酯。這些溶劑可用來溶解非有機化合物，像是鹽類。
溶劑合牽涉到許多不同形式的分子間交互作用:氫鍵、離子偶極矩和分子間作用力或凡得瓦力。氫鍵、離子偶極矩，只會發生於極性溶劑。離子和離子間的作用力，只會發生於離子溶劑。偏向熱力學的溶劑合反應，只會發生於溶液的吉布斯能降低時，比較溶劑和固體(或是氣體或液體)分離的Gibbs energy。這代表焓的改變量減熵的改變量(乘以絕對溫度)為負值，或是指系統的 Gibbs free energy 降低。
溶液的導電率和離子的溶劑合有關。水合反應也影響生物分子電子和震動的性質。[2][3]
熱力學方面的考量
對於溶劑合的發生，需要能量解開現存晶格中的個別離子及分子。對於打斷離子之間的吸引力這是非常重要的，等同於固體晶格的自由能(為離子互相鍵結，而形成晶格的能量釋放)。這個能量來自晶格的離子和溶劑中分子有關聯時所釋放的能量。這種形式的能量釋放稱為溶劑合的自由能。
溶液中的溶解熱為，溶液中的熱焓減掉分離系統的熱焓，而熵則是對應到不同的熵。大部分的氣體有負的溶解熱。而負的溶解熱代表溶質在高溫時不易溶解。
雖然早期的想法為，離子半徑越高比例的陽離子帶電，或是電荷密度，會造成較多的溶劑合反應產生。這種想法，對於像是三價的鐵或是鑭系元素和錒系元素，為較易快速行水合反應而形成不溶的水合氧化物的元素，是不符合的。作為固體，明顯的無法進行溶劑合反應。
溶解熱可以幫助解釋為甚麼有些離子晶格可以進行溶劑合反應，而有些不行。不同的能量對於一晶格離子之間的釋放與溶劑分子之間的結合，稱為溶解熱。溶液的熱焓如果為負，表示可能可溶解；而如果為正，則表示溶劑合不會發生。如果要使為正數的熱焓，發生溶劑合反應的話，就必須加入額外的能量，在離子分離時提高熵值。額外加入的熵，會使單獨計算物質是否溶解變得困難。溶劑的定量測量是藉由donor number所測。
一般來說，熱力學的溶液分析，是藉由反應作為標準來分析的。例如:如果加氯化鈉到水中，則此鹽類，會解離成鈉離子和氯離子。此解離的平衡方程式可以藉由改變反應的Gibb's free energy來預測。
Max Born已經寫出第一個離子化合物的溶劑合定量標準。
參見
參考資料
- ^ 國際純化學和應用化學聯合會，化學術語概略，第二版。（金皮書）(1997)。在線校正版: (2006–) "solvation"。doi:10.1351/goldbook.S05747
- ^ Alireza Mashaghi et al., Hydration strongly affects the molecular and electronic structure of membrane phospholipids. J. Chem. Phys. 136, 114709 (2012) 存档副本. [2012-05-17]. （原始内容存档于2016-05-15）.
- ^ Mischa Bonn et al., Interfacial Water Facilitates Energy Transfer by Inducing Extended Vibrations in Membrane Lipids, J Phys Chem, 2012 http://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/jp302478a （页面存档备份，存于互联网档案馆）