Дисперсные системы. Растворы и способы выражения концентрации

Классификация дисперсных систем, растворимость, массовая доля и молярная концентрация растворённого вещества, разбавление и смешивание растворов

Дисперсные системы и их классификация

Дисперсной системой называют систему, состоящую из двух и более фаз, одна из которых (дисперсная фаза) раздроблена и равномерно распределена в объёме другой (дисперсионной среды). По размеру частиц дисперсной фазы дисперсные системы делят на три группы: грубодисперсные системы (взвеси) с размером частиц более 100 нм — суспензии (твёрдое в жидкости, например глина в воде) и эмульсии (жидкое в жидкости, например масло в воде); коллоидные системы (золи) с размером частиц от 1 до 100 нм — например, золь гидроксида железа(III), молоко, туман; истинные растворы с размером частиц менее 1 нм (отдельные молекулы или ионы) — например, раствор поваренной соли или сахара в воде.

Истинные растворы, в отличие от взвесей и коллоидных систем, представляют собой термодинамически устойчивые, однородные (гомогенные) на молекулярном уровне системы: частицы растворённого вещества не оседают со временем и не рассеивают свет видимым образом (эффект Тиндаля характерен именно для коллоидных систем, а не для истинных растворов). Именно истинные растворы — предмет дальнейшего рассмотрения в этой статье.

Растворы: общая характеристика

Раствором называют гомогенную (однородную) систему переменного состава, состоящую из двух и более компонентов — растворителя (компонент, агрегатное состояние которого совпадает с агрегатным состоянием раствора, или, если оба компонента в одном состоянии, тот, которого больше) и одного или нескольких растворённых веществ. Процесс растворения — это не просто механическое перемешивание, а физико-химический процесс, сопровождающийся разрушением кристаллической решётки растворяемого вещества (если оно твёрдое) и сольватацией (для водных растворов — гидратацией) — взаимодействием частиц растворённого вещества с молекулами растворителя, часто с образованием кристаллогидратов и выделением или поглощением теплоты.

Растворимостью вещества называют его способность растворяться в данном растворителе, количественно выражаемую максимальной массой вещества, способной раствориться в 100 г растворителя при данной температуре с образованием насыщенного раствора. По растворимости в воде вещества делят на хорошо растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые (сведения о растворимости конкретных солей, оснований и кислот приведены в таблице растворимости).

Массовая доля растворённого вещества

Массовая доля растворённого вещества w — это отношение массы растворённого вещества к общей массе раствора, выражаемое в долях единицы или в процентах:

$w (в - в а) = \frac{m (в - в а)}{m (р а с т в о р а) \cdot 100 %}$

Важно понимать, что масса раствора — это сумма масс растворённого вещества и растворителя (m(раствора) = m(в-ва) + m(растворителя)), а не только масса растворителя. Если раствор получают растворением вещества в воде, то m(раствора) = m(в-ва) + m(H₂O); если же смешивают два готовых раствора, то m(раствора) = m(раствор₁) + m(раствор₂) — если при этом не происходит выделения газа или выпадения осадка, уносящих часть массы из раствора.

Молярная концентрация раствора

Молярная концентрация (молярность) C — это отношение количества растворённого вещества (в молях) к объёму раствора (в литрах), измеряется в моль/л (иногда обозначается M, например «0,1 M раствор»):

$C = \frac{n}{V}$

где n — количество вещества (моль), V — объём раствора (л). Так как n = m/M, молярную концентрацию можно выразить и через массу растворённого вещества:

$C = \frac{m}{(M \cdot V)}$

Молярную концентрацию удобно связать и с массовой долей через плотность раствора ρ (г/мл или г/см³, при этом масса раствора m(раствора) = ρ·V):

$C = \frac{(w \cdot ρ \cdot 1000)}{M}$

где w — массовая доля в долях единицы, ρ — плотность раствора в г/мл, M — молярная масса вещества в г/моль, множитель 1000 переводит миллилитры объёма в литры (эта формула часто требуется в задачах, где даны и массовая доля, и плотность раствора).

Разбавление и смешивание растворов

При разбавлении раствора (добавлении к нему чистого растворителя) масса или количество растворённого вещества не меняются — меняется только масса (объём) всего раствора, а значит, и концентрация. Это ключевое соображение при решении задач: масса растворённого вещества «сохраняется» при переходе от исходного раствора к разбавленному:

$m (в - в а) = m (р - {р а}_{1}) {\cdot w}_{1} = m (р - {р а}_{2}) {\cdot w}_{2}$

При смешивании двух растворов одного и того же вещества с разными концентрациями масса растворённого вещества в итоговом растворе равна сумме масс растворённого вещества в каждом из исходных растворов, а масса итогового раствора — сумме масс исходных растворов (правило сохранения массы вещества и массы раствора, если не идёт химическая реакция):

$m_{1} {\cdot w}_{1} + m_{2} {\cdot w}_{2} = (m_{1} + m_{2}) \cdot w (с м е с и)$

Пример 1: вычисление массовой доли раствора

Условие. В 180 г воды растворили 20 г поваренной соли. Вычислите массовую долю соли в полученном растворе.

Решение. Масса раствора равна сумме массы соли и массы воды:

$m (р - р а) = m (N a C l) + m (H_{2} O) = 20 + 180 = 200 г$

Вычисляем массовую долю по формуле:

$w (N a C l) = \frac{20}{200 \cdot 100 %} = 10 %$

Ответ: массовая доля соли в растворе — 10%.

Пример 2: вычисление молярной концентрации через плотность

Условие. Вычислите молярную концентрацию раствора серной кислоты с массовой долей 20% и плотностью 1,14 г/мл.

Решение. Молярная масса H₂SO₄: M = 2·1 + 32 + 4·16 = 98 г/моль. Используем формулу связи молярной концентрации с массовой долей и плотностью (w=0,20 в долях единицы, ρ=1,14 г/мл):

$C = \frac{(w \cdot ρ \cdot 1000)}{M} = \frac{(0,20 \cdot 1,14 \cdot 1000)}{98} = \frac{228}{98} \approx \frac{2,33 м о л ь}{л}$

Ответ: молярная концентрация раствора ≈ 2,33 моль/л.

Пример 3: разбавление раствора

Условие. К 100 г раствора гидроксида натрия с массовой долей 40% добавили 150 г воды. Вычислите массовую долю щёлочи в полученном растворе.

Решение. Найдём массу растворённого вещества (NaOH), которая при разбавлении не меняется:

$m (N a O H) = m (р - р а) \cdot w = 100 \cdot 0,40 = 40 г$

Масса нового раствора равна сумме массы исходного раствора и массы добавленной воды:

$m (н о в о г о р - р а) = 100 + 150 = 250 г$

Вычисляем новую массовую долю:

$w (н о в а я) = \frac{40}{250 \cdot 100 %} = 16 %$

Ответ: массовая доля гидроксида натрия в разбавленном растворе — 16%.

Типичные ошибки

Самая частая ошибка — вычислять массовую долю, деля массу растворённого вещества на массу растворителя, а не на массу всего раствора (растворитель + растворённое вещество); это грубая ошибка, приводящая к завышенному результату. Другая распространённая ошибка — при смешивании двух растворов складывать не массы, а объёмы, без учёта того, что плотности растворов разной концентрации могут различаться, отчего объёмы, в отличие от масс, не всегда аддитивны. Также часто забывают при вычислении молярной концентрации переводить объём из миллилитров в литры, либо забывают, что масса раствора в формуле C=(w·ρ·1000)/M вычисляется через объём и плотность (m=ρ·V), а не совпадает с массой растворённого вещества.

Краткий словарь терминов

Дисперсная система — система из двух и более фаз, одна из которых раздроблена и распределена в другой.

Истинный раствор — гомогенная система с размером частиц растворённого вещества менее 1 нм.

Массовая доля растворённого вещества — отношение массы растворённого вещества к общей массе раствора.

Молярная концентрация — отношение количества растворённого вещества (в молях) к объёму раствора (в литрах).

Растворимость — максимальная масса вещества, растворяющаяся в 100 г растворителя при данной температуре.

Сольватация (гидратация) — взаимодействие частиц растворённого вещества с молекулами растворителя (воды).

Заключение

Растворы — важнейшая форма существования веществ в химических процессах, а массовая доля и молярная концентрация — два основных, взаимосвязанных способа количественного описания состава раствора, которыми необходимо уверенно владеть для решения расчётных задач ЕГЭ. Понимание процессов растворения и природы истинных растворов как гомогенных систем с равномерно распределёнными частицами растворённого вещества готовит к изучению следующей темы — электролитической диссоциации, где рассматривается поведение веществ именно в водных растворах.