溶液:摩尔浓度、稀释与依数性
当盐消失在水中时,究竟发生了什么?本文讲解溶解度、摩尔浓度与稀释的数学、"相似相溶"规则,以及溶质如何改变沸点和凝固点。
溶液是什么?
溶液是一种均相混合物——在分子层面上是均匀的。由两部分构成:
- 溶质(solute)——被溶解的物质(通常量较少)。
- 溶剂(solvent)——起溶解作用的物质(通常量较多)。
在盐水中:盐是溶质;水是溶剂。
溶液可以是固态、液态或气态。空气是气-气溶液(主要是 N₂ + O₂)。黄铜是固-固溶液(Cu + Zn 合金)。但在化学中,"溶液"通常指的是溶解在液体(最常见是水)中的物质,即水溶液。
"相似相溶"——极性规则
极性溶剂溶解极性/离子性溶质;非极性溶剂溶解非极性溶质。原因是:溶剂分子必须环绕并稳定溶质粒子,而这种稳定作用在极性相匹配时效果最好。
- 水(极性)溶解盐(离子)、糖(极性)、乙醇(极性)。
- 水不能溶解油(非极性)——它们形成不同的分层。
- 己烷(非极性)可以溶解油和蜡,但溶不了盐。
肥皂之所以有效正是这个原理:肥皂分子具有极性头和非极性尾,能够连接油污(非极性)与水(极性)。
溶解过程
对于水中的离子化合物,极性的水分子会围绕每个离子取向:带正电的 H 端靠近阴离子,带负电的 O 端靠近阳离子。这种水合作用使溶解后的离子稳定下来。NaCl(s) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq)。
三个能加快溶解速度的因素(不改变最大可溶量):
- 提高温度(动能更大)
- 颗粒更小(表面积更大)
- 搅拌(不断补充表面附近的新鲜溶剂)
饱和程度
- 未饱和——低于溶解度极限;还可以再溶解更多。
- 饱和——达到溶解度极限;再加入的溶质不再溶解。
- 过饱和——通过小心冷却,暂时能容纳超过饱和值的溶质。不稳定,任何扰动都可能引发结晶。
固体在水中的溶解度通常随温度升高而增大,但气体的溶解度则随温度升高而减小(所以温汽水更容易变得没气)。
摩尔浓度——最常用的浓度单位
摩尔浓度(M)= 每升溶液中所含溶质的摩尔数:
M = mol / L
例:将 5.85 g NaCl 溶解在足量水中配成 0.250 L 溶液。
NaCl 的摩尔数 = 5.85 / 58.5 = 0.100 mol。摩尔浓度 = 0.100 / 0.250 = 0.400 M。
其他浓度单位:
- 质量摩尔浓度(m)= 每 KG 溶剂中所含溶质的摩尔数。用于依数性计算,因为质量不随温度改变。
- 质量百分数=(溶质质量 ÷ 溶液质量)× 100
- ppm= 百万分之几;在稀水溶液中即每升水中溶质的毫克数
- 摩尔分数= 某组分的摩尔数 / 所有组分的总摩尔数
稀释——加入溶剂以降低浓度
稀释时溶质的总量不变,只有体积改变。稀释方程为:
M₁V₁ = M₂V₂
例:要将 100 mL 6.0 M HCl 稀释成 0.50 M,需要加多少水?
V₂ =(M₁V₁)/M₂ =(6.0 × 100)/0.50 = 1,200 mL(最终体积)。
需要加入的水量 = 1,200 − 100 = 1,100 mL。
安全注意:稀释浓酸时,必须把酸加到水中,而不能把水加到酸中。反应放热,水可能会飞溅。
电解质——导电性
溶液只有含有可移动的离子才能导电。离子化合物(NaCl、KOH)溶解时完全电离为离子 → 强电解质。分子化合物(糖、乙醇)以完整分子的形式溶解 → 不导电(非电解质)。弱酸(醋酸)只部分电离 → 弱电解质。
依数性——仅取决于粒子的"数量"
依数性只取决于溶解后的粒子数量,而与其种类无关:
- 凝固点降低——溶质降低溶剂的凝固点。这就是在结冰的道路上撒盐的原理。
- 沸点升高——溶质升高沸点。煮意大利面时在水中加盐就是例子。
- 蒸气压降低——溶解的不挥发性溶质降低溶剂的蒸发倾向。
- 渗透压——阻止溶剂通过半透膜发生渗透流动所需的压力。
能电离的离子性溶质,每个化学式单位产生的粒子更多。1 mol CaCl₂ → 3 mol 粒子(1 Ca²⁺ + 2 Cl⁻)→ 依数效应是等量非电离溶质的三倍。