Вода как растворитель и растворимость веществ

Вода растворяет поваренную соль, сахар и часть газов воздуха, но не превращает любой материал в прозрачный раствор. От чего зависит растворение? Почему перемешивание помогает сахару исчезнуть быстрее, но не позволяет растворить его бесконечно много? Ответ требует различать раствор, скорость растворения и растворимость.

Растворитель и растворённое вещество

Раствор — однородная смесь, в которой частицы растворённых веществ распределены среди частиц растворителя. В водном растворе растворителем является вода; растворённое вещество может быть твёрдым, жидким или газообразным до растворения.

В растворе соли нельзя увидеть отдельные кристаллики даже при увеличении обычным школьным микроскопом: соль распределена в виде ионов. В растворе сахара распределены отдельные молекулы сахара. Если в воде взвешены видимые или достаточно крупные частицы мела, это суспензия, а не раствор мела. После отстаивания часть твёрдого вещества оседает.

Обычный бумажный фильтр задерживает нерастворённые частицы, но не отделяет растворённую соль от воды. Поэтому прозрачность и прохождение через фильтр не доказывают чистоту вещества: прозрачный раствор может содержать несколько растворённых компонентов.

Почему вода растворяет многие вещества

Молекула воды электрически нейтральна в целом, но электрический заряд в ней распределён неравномерно. Область атома кислорода имеет частичный отрицательный заряд, области атомов водорода — частичный положительный. Такая молекула называется полярной. Частичные заряды не означают, что каждая молекула воды уже распалась на ионы.

Молекулы воды взаимодействуют с катионами и анионами соли и окружают их. Взаимодействие растворённых частиц с водой называют гидратацией. Если образование раствора в данных условиях энергетически и статистически благоприятно, ионы выходят из кристалла и распределяются в воде.

NaCl(тв.) → Na⁺(водн.) + Cl⁻(водн.).

Пометка «водн.» означает, что ионы окружены водой. Для сахара картина иная: молекулы отделяются друг от друга и взаимодействуют с водой, но не распадаются при обычном растворении на ионы. Поэтому неверно считать любое растворение химическим разложением молекул.

Вода не универсальный растворитель. Масло почти не смешивается с ней, а этанол смешивается во всех обычных соотношениях. Общее правило «подобное растворяется в подобном» помогает предполагать результат, но не заменяет опытных данных. Даже среди ионных соединений есть хорошо растворимые NaCl и практически нерастворимый CaCO₃.

Растворимость и насыщение

Растворимость характеризует состав насыщенного раствора данного вещества в данном растворителе при определённых условиях. В школьных задачах её часто задают массой вещества, которая может раствориться в 100 г воды при указанной температуре.

Поэтому значение растворимости без указания температуры и единиц неполно. Если сказано «30 г на 100 г воды», это не означает «30 г на 100 г раствора». В последнем случае меняется величина в знаменателе.

В насыщенном растворе над кристаллами движение частиц не прекращается: растворение и выделение вещества продолжаются с одинаковыми средними скоростями. Это динамическое равновесие. Отсутствие заметного изменения массы кристаллов не означает неподвижности частиц.

Что влияет на растворимость и скорость

Растворимость зависит от природы вещества и растворителя, температуры и иногда давления. При нагревании растворимость многих твёрдых веществ увеличивается, но это не универсальный закон: для разных веществ изменение может быть большим, малым или иметь другое направление. Пользуются таблицей или кривой растворимости конкретного вещества.

Для многих газов, например кислорода и углекислого газа, повышение температуры при неизменном парциальном давлении обычно уменьшает растворимость в воде. Увеличение парциального давления данного газа над раствором обычно увеличивает его растворимость в области применимости закона Генри. Поэтому после открытия газированного напитка понижение давления CO₂ способствует его выходу из раствора. Если газ реагирует с водой, простая модель требует уточнений.

Скорость растворения и растворимость различаются. Перемешивание и измельчение обычных кристаллов помогают быстрее достигнуть равновесия, но сами по себе не увеличивают равновесную растворимость при неизменных температуре и составе системы.

Мелкие кристаллы имеют большую общую поверхность контакта с водой, а перемешивание переносит растворённое вещество от поверхности. Нагревание может одновременно ускорять растворение и менять его конечный предел, поэтому эти два эффекта нужно рассматривать отдельно.

Три разобранных расчёта

Следующие числа условные: они задают модель задачи, а не справочные характеристики конкретной соли. Испарение воды, образование кристаллогидратов и химические реакции в этих расчётах отсутствуют.

1. Раствор и нерастворённый остаток

При заданной температуре растворимость вещества равна 40 г на 100 г воды. К 50 г воды добавлено 25 г вещества; установилось равновесие. Предельная масса растворённого вещества:

m_макс = 40 · 50/100 = 20 г.

Значит, растворятся 20 г, а 5 г останутся в твёрдом виде. Масса самого раствора включает только воду и растворившуюся часть:

m_{остатка} = 25 − 20 = 5 г; m_{раствора} = 50 + 20 = 70 г.

Общая масса системы равна 75 г, но смесь раствора с осадком нельзя целиком назвать однородным раствором.

2. Кристаллизация при охлаждении

В 100 г воды при более высокой температуре растворено 60 г вещества. После охлаждения растворимость стала 20 г на 100 г воды. Если установилось равновесие, вода не испарялась, а кристаллы не содержат кристаллизационной воды, в растворе останется 20 г вещества:

m_{кристаллов} = 60 − 20 = 40 г.

Оставшийся раствор имеет массу 120 г. Вместе с 40 г кристаллов получаем прежние 160 г системы: закон сохранения массы выполняется.

3. Связь с массовой долей

Растворимость равна 25 г вещества на 100 г воды. Насыщенный раствор содержит 25 г вещества в 125 г раствора, поэтому массовая доля:

w = 25/(100 + 25) = 0,20 = 20%.

Число 25 в условии не означает массовую долю 25%. Для процентов знаменатель — масса раствора, а для заданного здесь коэффициента растворимости — масса воды.

Частые ошибки

• Называть растворением исчезновение вещества вследствие реакции, не проверяя появление новых веществ. Растворение соли и реакция металла с кислотой — разные ситуации.
• Считать «нерастворимый» синонимом строго нулевой растворимости: в школьной таблице это практическая характеристика очень малой растворимости.
• Утверждать, что нагревание всегда увеличивает растворимость всех веществ.
• Считать насыщенный раствор обязательно концентрированным: насыщенный раствор малорастворимого вещества может содержать очень мало этого вещества.
• Включать нерастворённый остаток в массу раствора при расчёте массовой доли.

Проверьте себя

1. Растворимость равна 30 г на 100 г воды. К 200 г воды добавили 75 г вещества. Найдите массу растворившейся части, остатка и насыщенного раствора после установления равновесия.
2. Растворимость равна 20 г на 100 г воды. В 50 г воды растворили 8 г вещества. Насыщен ли раствор?
3. Почему измельчённый сахар обычно растворяется быстрее крупных кристаллов, но не даёт бесконечного увеличения растворимости?
4. Как обычно меняется растворимость кислорода в воде при нагревании, если парциальное давление кислорода неизменно?
5. Насыщенный раствор содержит 20% вещества по массе. Чему равна растворимость в граммах на 100 г воды? Вещество не реагирует с водой.

Ответы с объяснениями

1. Предельное количество пропорционально массе воды:

   m_{растворённого} = 30 · 200/100 = 60 г.

   m_{остатка} = 75 − 60 = 15 г; m_{раствора} = 200 + 60 = 260 г.

   Все 75 г не растворятся при данных условиях.

2. В 50 г воды при насыщении может находиться 10 г вещества:

   m_макс = 20 · 50/100 = 10 г.

   Поскольку 8 г меньше 10 г, раствор ненасыщенный.

3. Измельчение увеличивает общую поверхность соприкосновения с водой и скорость растворения. Предел при данной температуре определяется растворимостью, а не тем, насколько быстро его достигли.

4. Обычно уменьшается. Это одна из причин, по которым тёплая вода при равновесии с тем же воздухом содержит меньше растворённого кислорода, чем холодная.

5. В 100 г раствора содержатся 20 г вещества и 80 г воды. Пересчитываем на 100 г воды:

   S = 20 · 100/80 = 25 г на 100 г воды.

Связанные темы

Химические соединения и смеси, таблица растворимости, массовая доля растворённого вещества, основания, соли.

Расчёты с кристаллогидратами

Состав гидрата и растворимость — разные условия расчёта. Отдельный практикум объясняет полный баланс воды и безводной соли при заданном полном растворении. Кристаллогидраты и расчёты растворов.

Дополнение: растворение, сольватация и энергия

Основной уровень 8–9: следующие два раздела связывают наблюдение с частицами и объясняют границы обратного выделения вещества. Углубление 10–11: после них идут тепловые балансы, цикл Гесса и кристаллизация гидрата. Для расчётов понадобятся массовая доля, состав кристаллогидрата и тепловые эффекты. Все новые численные данные ниже заданы для учебных моделей и не являются справочной таблицей.

Сольватация — взаимодействие растворённых частиц с растворителем, меняющее их окружение и стабилизирующее их в растворе. Для воды говорят о гидратации. Молекулы воды около иона ориентируются преимущественно определённым образом, но окружение не является неподвижной капсулой: частицы движутся, а молекулы воды могут обмениваться. Запись Na⁺(водн.) не задаёт одного неизменного целого числа молекул воды для всех условий.

У сахарозы при обычном растворении сохраняются молекулы C₁₂H₂₂O₁₁, изменяются их соседство и взаимодействия с водой. У NaCl разрушается протяжённая ионная решётка и образуются гидратированные ионы. В старой учебной классификации это могли называть соответственно «физическим» и «химическим растворением». Полезнее каждый раз указать, какие частицы и связи изменились: термин сам по себе не сообщает, образовался ли новый устойчивый химический компонент.

Тепловой эффект не является единственным признаком химического превращения. При растворении и смешивании может меняться температура даже без образования нового вещества с иным элементным составом. Нагревание, прозрачность и исчезновение кристалла по отдельности не определяют молекулярный механизм.

Можно ли вернуть исходное вещество

Если соль только распределилась в воде, не реагировала с другими компонентами, не разлагалась и не терялась, её можно выделить кристаллизацией. Но «вернуть исходное» имеет несколько разных смыслов: сохранить химический компонент, получить ту же кристаллическую фазу, выделить всю исходную массу и добиться прежней чистоты. Одно не гарантирует остального.

При выделении гидрата вода не «создаёт соль»: она переходит из жидкой фазы в кристалл. Сохранение количества соли проверяют по её формульным единицам или компонентному балансу, а не сравнением полной массы гидрата с массой безводной навески. Опыты с нагреванием и реактивами выполняют только в оборудованной учебной лаборатории; ниже рассматривается обработка данных.

Углубление: почему раствор может нагреваться или охлаждаться

Для мысленного энергетического пути удобно разделить затраты на разобщение частиц растворяемого вещества, перестройку окружения растворителя и выигрыш при образовании новых взаимодействий. Это расчётный путь между состояниями, а не видеозапись последовательных микроскопических стадий.

ΔH_раств = ΔH_{разобщения вещества} + ΔH_{перестройки растворителя} + ΔH_{новых взаимодействий}.

В выбранном пути первые две величины положительны, последняя отрицательна. Если пользуются табличной энтальпией гидратации газовых ионов, часть перестройки растворителя уже включена в её определение; добавлять ту же затрату второй раз нельзя. Важно согласовать начальные и конечные состояния всех слагаемых.

Энтальпия растворения зависит от температуры, исходной фазы и конечной концентрации. Поэтому одну величину для безводной соли нельзя автоматически подставлять для её гидрата, а результат при данном количестве воды — выдавать за значение при бесконечном разбавлении. Сам знак ΔH не определяет полноту растворения. При заданных T,p направление связано с изменением энергии Гиббса и составом системы: см. энтропию и энергию Гиббса. Эндотермическое растворение возможно; экзотермический процесс не обязан приводить к неограниченной растворимости.

Новый разбор 1. Три вклада и знак суммы

Для одного моля условного вещества заданы вклады +18, +7 и −31 кДж/моль в указанном выше пути. Сумма равна −6 кДж/моль. Для растворившихся 0,0750 моль при тех же начальном и конечном состояниях на моль:

ΔH = 0,0750·(−6) = −0,450 кДж.

Процесс отдаёт 0,450 кДж окружению при постоянном давлении, если совершается только работа расширения. Если в другой модели вклады +24, +8 и −25 кДж/моль, сумма +7 кДж/моль: такое растворение поглощает теплоту. Для заключения «идёт ли оно» и «сколько растворится» этих сумм недостаточно.

Новый разбор 2. От теплоты к показанию калориметра

В расчётной модели 5,00 г вещества с M=100 г/моль полностью растворяются в 100,0 г воды. Энтальпия растворения для полученного состава −20,0 кДж/моль. Все части установки сначала имеют одну температуру; теплообмена с комнатой и испарения нет. Удельная теплоёмкость конечного раствора задана 4,00 Дж/(г·К), теплоёмкость прибора — 60,0 Дж/К. При малом изменении температуры считаем их постоянными.

n = 5,00/100 = 0,0500 моль; q_{процесса} = −1000 Дж.

C_эфф = 105,0·4,00 + 60,0 = 480 Дж/К; ΔT = 1000/480 ≈ +2,08 К.

Окружение процесса внутри установки — раствор и прибор — получает +1000 Дж. В тепловую массу входит 105 г раствора, а не только 100 г воды. Такой баланс — приближение для малой ΔT; его смысл и знак важнее механического выбора формулы. В реальном опыте потери теплоты, теплоёмкость посуды, неполнота растворения и разная начальная температура дают поправки.

Новый разбор 3. Безводная соль и гидрат: общий конечный раствор

Пусть A — условная соль с гидратом A·5H₂O. При одинаковых T,p заданы две энтальпии на 1 моль соли: A(тв.) и 105 моль жидкой воды дают некоторый конечный раствор F с ΔH₁=−60,0 кДж/моль; A·5H₂O(тв.) и 100 моль воды дают тот же F с ΔH₂=+12,0 кДж/моль. F имеет одинаковые количество соли, общее количество воды, температуру и давление в обоих путях.

A(тв.) + 5H₂O(ж.) → A·5H₂O(тв.); ΔH_{обр. гидрата} = ΔH₁ − ΔH₂ = −72,0 кДж/моль.

По закону Гесса −60,0 = −72,0 + 12,0. Для образования 0,0300 моль гидрата изменение энтальпии −2,16 кДж. Если конечные растворы в двух опытах имели бы разную концентрацию, простая разность включала бы несогласованное изменение состояния: сначала потребовался бы отдельный учёт разбавления. Это новые условные числа, не характеристики конкретного купороса.

Новый разбор 4. Выделили не всю соль

Исходный раствор содержал 8,00 г NaCl и 72,00 г воды. В модели при кристаллизации удалось отделить 5,60 г чистых сухих безводных кристаллов; NaCl не реагировал, механических потерь нет. Доля извлечённой соли:

η = 5,60/8,00 = 0,700 = 70,0%; m(NaCl)_{маточный раствор} = 2,40 г.

Химическая идентичность выделенной соли не означает 100%-ного извлечения. Чтобы вычислить массу и концентрацию маточного раствора, нужна ещё масса оставшейся в нём воды: её не задаёт число 70%. Нельзя считать всю исходную воду сохранившейся, если кристаллизацию вызвали её испарением.

Охлаждение с выделением гидрата: два компонентных баланса

Кристаллогидрат забирает из раствора и соль, и воду. Если x — масса выделившегося чистого гидрата, α — массовая доля безводной соли в нём, то в кристаллы переходят αx соли и (1−α)x воды. Растворимость после охлаждения относится к оставшейся жидкой воде.

Обозначим исходные массы безводной соли и воды в однородном растворе a и b, а заданную конечную растворимость S в граммах безводной соли на 100 г воды. После охлаждения достигается равновесие; выделяется только указанный гидрат, нет испарения, льда, химических реакций и посторонних фаз. Маточный раствор — жидкость, остающаяся после кристаллизации. Тогда:

m_{соли, жидк.} = a − αx; m_{воды, жидк.} = b − (1−α)x.

a − αx = (S/100)[b − (1−α)x].

x = [a − (S/100)b]/[α − (S/100)(1−α)].

Последняя формула — следствие балансов, а не универсальный закон кристаллизации. Проверяют, что знаменатель не нулевой, x≥0, обе оставшиеся массы неотрицательны и есть жидкая фаза. Кроме того, гидрат должен быть именно устойчивой твёрдой фазой при конечной температуре. Если раствор исходно ненасыщенный и кристаллы не вводили, отрицательное x не означает «выпали кристаллы отрицательной массы»: исходная гипотеза насыщенного остатка не подходит.

Новый разбор 5. Медный купорос при охлаждении

В упражнении при T₁ в 100,0 г воды полностью растворены 50,0 г CuSO₄ в пересчёте на безводную соль. При T₂ задано S=20,0 г CuSO₄ на 100 г воды; единственная кристаллическая фаза по условию — CuSO₄·5H₂O. Это условный набор для проверки балансов, а не реальные значения S при названных градусах. Используем округлённые M(CuSO₄)=160, M(H₂O)=18 и M(гидрата)=250 г/моль: α=160/250=0,640, вода составляет 0,360.

50,0 − 0,640x = 0,200(100,0 − 0,360x); 30,0 = 0,568x; x ≈ 52,82 г.

В кристаллах около 33,80 г безводной соли и 19,01 г воды. В жидкости около 16,20 г соли и 80,99 г воды; отношение 16,19718/80,98592=0,200. Её масса около 97,18 г, а вместе с 52,82 г кристаллов — прежние 150,00 г. Массовая доля соли в маточном растворе равна 20/(100+20)=1/6≈16,67%.

Наивное 50−20=30 г относилось бы к выделению безводной соли при сохранении всех 100 г воды в жидкости. Оно не даёт ни массу купороса, ни точную массу безводной соли в выделившемся гидрате. Отдельно отметим: равновесный расчёт не предсказывает момент появления кристаллов — зарождение может задерживаться.

Новый разбор 6. Проверка применимости вместо отрицательных кристаллов

Сохраним конечное S=20 г на 100 г воды и α=0,640, но исходно возьмём раствор лишь 10,0 г соли в 100,0 г воды. Тогда формальное x=(10−20)/0,568≈−17,61 г. Без внесённых кристаллов это не ответ о выделении твёрдого вещества: раствор и после охлаждения содержит меньше предельных 20 г. В заданной модели кристаллизации нет, x=0, масса раствора 110,0 г, w=10/110≈9,09%.

Если же при тех же условиях уже присутствовал твёрдый гидрат, он мог бы частично растворяться; тогда надо включить его начальную массу и воду в общий баланс. Смена знака в формуле подсказывает проверить постановку, а не разрешает игнорировать исходные фазы.

Десять новых задач

Задачи 1–5 связывают частицы, энергию и наблюдения; 6–10 — углублённые компонентные балансы. Во всех численных моделях изменения состава и потери, не указанные в условии, отсутствуют.

1. В мысленном пути для растворения одного моля затраты составляют +21 и +6 кДж/моль, образование новых взаимодействий даёт −35 кДж/моль. Найдите ΔH для 0,125 моль. Доказывает ли знак, что вещество растворится без ограничения?
2. Полностью растворились 4,00 г условного вещества с M=80,0 г/моль в 96,0 г воды. ΔH_раств=+10,0 кДж/моль; c раствора 4,00 Дж/(г·К), C прибора 100 Дж/К. Все исходные температуры одинаковы; потерь теплоты нет. Найдите ΔT в малом интервале, где теплоёмкости постоянны.
3. При одинаковых T,p безводная A и 84 моль воды образуют раствор F с ΔH₁=−42,0 кДж на моль A. Гидрат A·4H₂O и 80 моль воды дают тот же F с ΔH₂=+6,0 кДж на моль A. Найдите энтальпию образования 0,0500 моль гидрата из соли и жидкой воды. Почему 84 и 80 здесь различаются?
4. Раствор содержал 12,0 г соли. Извлечено 75,0% этой соли в виде чистых безводных кристаллов, механических потерь нет. Найдите массу кристаллов и соли в маточном растворе. Достаточно ли данных для массовой доли соли в жидкости?
5. После контакта CaO с водой выпарили только свободную воду при условиях, где Ca(OH)₂ не разлагается. Можно ли объявить остаток исходным CaO? Какой анализ частиц/уравнения нужен, помимо факта получения твёрдого остатка?
6. В модели разбора 5 исходно в жидкости 40,0 г безводного CuSO₄ и 80,0 г воды. При конечных условиях S=20,0 г на 100 г воды, выделяется только пентагидрат с α=0,640; равновесие установилось. Найдите массу гидрата, массы соли и воды в маточной жидкости, его массовую долю соли. Проверьте оба баланса.
7. Условная соль A имеет M=108 г/моль и образует A·2H₂O, M=144 г/моль. Исходно 30,0 г A растворены в 90,0 г воды. При охлаждении задано S=20,0 г A на 100 г воды; выделяется только этот гидрат, устанавливается равновесие. Найдите массу кристаллов и воды в них.
8. В исходном однородном растворе 36,0 г A и 120,0 г воды. После охлаждения по условию выделилось 24,0 г гидрата с α=0,750; остаток насыщен, других изменений нет. Найдите конечную растворимость S на 100 г воды и массовую долю соли в маточном растворе.
9. Раствор содержит 12,0 г соли и 100,0 г воды. При конечных условиях S=15,0 г на 100 г воды. В начале кристаллов нет. Ученик подставил данные в уравнение выделения гидрата и получил отрицательную массу. Что следует принять для массы выделившихся кристаллов и как проверить состояние раствора?
10. Два опыта растворения безводной соли и её гидрата завершились растворами разной концентрации. Можно ли вычитанием полученных энтальпий без поправок найти энтальпию образования гидрата? И определяет ли рассчитанная равновесная масса кристаллов скорость их появления?

Решения новых задач

1. На моль сумма 21+6−35=−8 кДж/моль; ΔH=0,125·(−8)=−1,00 кДж. При согласованных условиях процесс отдаёт теплоту. Ни предел растворимости, ни скорость, ни критерий изменения Гиббса по одному знаку ΔH не найдены.

2. n=4,00/80,0=0,0500 моль, процесс поглощает 500 Дж. Раствор и прибор теряют те же 500 Дж. Масса раствора 100 г; C_эфф=100·4+100=500 Дж/К:

   ΔT = −500/500 = −1,00 К.

   Понижение температуры — следствие принятого теплового баланса. Теплоёмкость растворённой части уже включена в c раствора, добавлять её отдельно не нужно.

3. На моль гидрата ΔH=−42−6=−48 кДж/моль; для 0,0500 моль — −2,40 кДж. Четыре моля воды уже находятся в формуле гидрата, поэтому к нему добавляют на 4 моль меньше, чтобы обе ветви пришли к одному F. При несогласованном количестве конечной воды это был бы другой термодинамический цикл.

4. Кристаллы: 12,0·0,750=9,00 г; в жидкости 12,0−9,00=3,00 г соли. Неизвестна масса воды в маточном растворе; поэтому его массовую долю определить нельзя. Знаменатель не равен исходным 12 г соли и не задаётся выходом кристаллов.

5. Нет: CaO+H₂O→Ca(OH)₂. В принятом условии после удаления свободной воды сохраняется гидроксид; для возврата оксида потребовалось бы отдельное превращение с удалением связанной в составе гидроксида воды. Само слово «выпарили» его не задаёт.

6. Два баланса дают 40−0,640x=0,200(80−0,360x), откуда x=24/0,568≈42,25 г. В кристаллах около 27,04 г соли и 15,21 г воды; в жидкости 12,96 г соли и 64,79 г воды. Более точно последние массы 12,957746… и 64,788732… г; их отношение 0,200. Масса маточного раствора около 77,75 г, w=1/6≈16,67%. Проверки: 27,042254…+12,957746…=40; 15,211268…+64,788732…=80; 42,253521…+77,746479…=120 г.

7. α=108/144=0,750, доля воды 0,250. Уравнение 30−0,750x=0,200(90−0,250x) даёт 12=0,700x; x≈17,14 г гидрата. В нём 0,250x≈4,286 г воды. В жидкости остаются около 17,143 г соли и 85,714 г воды; их отношение 0,200, масса кристаллов и жидкости в сумме 120,0 г.

8. В кристаллах 18,0 г A и 6,0 г воды. В жидкости остаются 18,0 и 114,0 г:

   S = 100·18/114 ≈ 15,79 г на 100 г воды; w = 18/(18+114) ≈ 0,13636 = 13,64%.

   Эти два процента нельзя заменить одним числом: основания пересчёта различны. Общая масса проверяется: 24+132=156 г.

9. Без начальной твёрдой фазы раствор содержит меньше соли, чем предельные 15 г на имеющиеся 100 г воды. Он ненасыщенный; x=0. Отрицательный корень уравнения насыщенного остатка нарушает предположение о выделении кристаллов, а не закон сохранения массы. Масса жидкости 112,0 г, w=12/112≈10,71%.

10. Нет: для закона Гесса нужны одинаковые конечные состояния, включая концентрацию и температуру. Требуются данные о переходе от одного раствора к другому, например энтальпия соответствующего разбавления. Равновесная масса также не даёт скорость: пересыщение, зарождение и рост кристаллов относятся к кинетике. Для временного прогноза нужны дополнительные данные.

Как проверить новый расчёт

Сначала задайте состояния, затем считайте. Назовите исходную твёрдую фазу, растворитель, конечную температуру, единицы растворимости и выделяющийся кристалл. Раздельно проверьте соль, воду, общую массу и знак теплового эффекта; отрицательный или невозможный результат требует пересмотра модели.

При полном растворении гидрата вода входит в жидкую фазу — это разобрано в отдельном практикуме приготовления растворов. При охлаждении с выделением гидрата она, наоборот, уходит из маточного раствора. Общий принцип сохранения компонентов один, но условия насыщения и направление переноса различаются. Для чтения экспериментальной кривой используйте практикум таблиц и графиков.

Термины: IUPAC, solvation. Знаки теплового эффекта: ACS, Temperature Changes in Dissolving. Согласование растворов в цикле Гесса: МГУ, тепловые эффекты. Балансы соли и воды: МГУ, методика решения задач о растворах. Связь с исходной программой: С. Т. Жуков, §11.2. Все шесть новых разборов, десять задач и их числа составлены самостоятельно.

Источники

Определение растворимости: IUPAC, Solubility. Молекулярное объяснение растворения соли: American Chemical Society, Why Does Water Dissolve Salt?. Влияние температуры и давления: OpenStax, Solubility.

Дальше потренироваться

Используйте график растворимости для расчёта кристаллов при охлаждении и проверьте разницу между граммами соли на 100 г воды и массовой долей раствора: разбор учебных данных.

Выбрать другой маршрут курса