Datorită electroneutralității moleculei de sare, sarcina totală a cationilor care intră în ea este întotdeauna egală în valoare absolută cu sarcina totală a anionilor. Prin urmare, după cum rezultă din ecuația (2.4.2), solvația reală și chimică a sării coincide. Astfel, însumând valorile pentru cationi și anioni, este posibil să se obțină energia de solvatare liberă a sării și apoi să se compare cu încălzirea de solvatare corespunzătoare. O astfel de comparație pentru fluorurile metalelor alcaline în apă este dată în tabelul. 2.5.
Diferența - = T ne permite să calculam entropia solvației (vezi Tabelul 2.5). Entropia hidratării sării este negativă. Rezultă că atunci când se introduc ioni, structura apei devine mai ordonată datorită acțiunii de orientare a ionilor pe dipolii de apă cei mai apropiați de ion. Entropia solvatării ionilor individuali nu poate fi determinată experimental. Pentru a împărți valorile totale în componente ale entropiei lor. utilizați ipoteze de model. În special, în cadrul modelului Born, după cum rezultă din ecuațiile (2.3.5) și (2.3.7), entropia solvatării unui ion individual
Deoarece constanta dielectrică a apei scade odată cu creșterea temperaturii, 1). apoi, în acordul calitativ cu experimentul, formula (2.5.1) conduce la valori negative
1) În domeniul larg de temperatură, următoarea descriere a polinomului este valabilă :. unde a = 249,21, b = -0,79069, c = 0,00073.
Tabelul 2.5 Energia entilpică, energia Gibbs liberă și entropia hidratării fluorurilor metalului alcalin la 25 ° C
Cu toate acestea, valorile calculate pe baza modelului Born sunt de câteva ori mai mici decât valorile experimentale (în valoare absolută). În tabel. 2.6 Valorile experimentale (acestea sunt date în paranteze) corespund unei scale calibrate în funcție de datele spectrometrice de masă pentru ion, așa cum este descris mai sus în secțiunea 2.4.
Între dipolii din soluția de solvent și ionii apar împreună cu pur electro-cal, și alte tipuri de ion-dipol Interac-interacțiune cu natura mai complexe (acestea sunt discutate în mod specific în secțiunea 2.8). Colectarea acestor interacțiuni (dintre care cele mai tipice sunt legături de hidrogen), precum și semnificative pentru unele sisteme, interacțiuni dipol-dipol sunt adesea descrise în termenii unei proprietăți donor-acceptor de solvenți.