水合焓

水合焓（英語：Hydration enthalpy），又稱水合能（英語：Hydration energy）、水合熱，指一摩爾氣態離子與水結合的熱效應。水合焓是溶劑化熱在溶劑為水時的特殊情況，它對自然過程和人工過程熱力學模型的建立都有着重大作用。

定義

一摩爾氣態離子與水結合形成（無限稀釋溶液中的）水合離子，其過程中的焓變即為水合焓，也即熱化學方程式${\ce {M+(g) {+}X^-(g) -> MX(aq)}}$的焓變（對於電荷數大於一的離子也有類似方程式），本文記為$\Delta H_{hyd}$。此外，上述過程的自由能變稱為水合焓。水合離子中離子周圍的水分子定向排列，因而較為穩定，故上述方程式通常為放熱。

298K下的某種離子的水合焓稱為標準水合焓，本文記為$\Delta H_{hyd}^{0}$。

計算與測定

用絕熱蒸氣吸收量熱計（adiabatic vapor absorption calorimeter）可測得離子化合物的水合焓。因為溶液中同時存有正負離子，故如此直接測定無法得到每種離子的水合焓，只能得到正負離子水合焓之和。

如果${\ce {A+}}$的水合焓已知，則可由離子化合物${\ce {AB}}$的水合焓$\Delta _{hyd}(\mathrm {B^{-}+A^{+}} )$減去${\ce {A+}}$的水合焓計算離子${\ce {B-}}$的水合焓，如下式所示：

$\Delta _{hyd}(\mathrm {B^{-}} )=\Delta _{hyd}(\mathrm {B^{-}+A^{+}} )-\Delta _{hyd}(\mathrm {A^{+}} )$

而$\Delta _{hyd}(\mathrm {B^{-}+A^{+}} )$可通過實驗測定${\ce {AB}}$的溶解焓和晶格焓並根據蓋斯定律計算得到。可見，這一方法完全依賴於現有的數據。一般可取${\ce {A+}}$為質子${\ce {H+}}$（同理，若欲求陽離子的水合焓，可用氫氧根${\ce {OH-}}$的水合焓計算）來計算所求陰離子的水合焓。

經驗公式

有人提出過以下兩個計算水合焓的經驗公式：

$\Delta H_{hyd}^{0}=-{\frac {7\times 10^{4}Z^{2}}{r+85}}$（kJ/mol），其中$Z$為離子電荷數，$r$為離子半徑（pm）；

$\Delta H_{hyd}^{0}=-{\frac {930(Z-0.2)^{2}}{r+1-{\frac {1}{2}}Z}}$（kJ/mol），其中$Z$為離子電荷數，$r$為陽離子的鮑林單價離子半徑（Å）。

質子與氫氧根的水合能

從「計算與測定」一節可以看出，質子、氫氧根${\ce {OH-}}$的水合焓是水溶液熱力學中關鍵的數值。2000年的一份研究計算出${\ce {H+}}$和${\ce {OH-}}$的水合焓分別約為-1150kJ/mol與-520kJ/mol。

參見

• 焓變
• 水合
• 溶劑化