용액과 농도

농도 단위 유형

용액을 이용한 정량 연구가 필요한 경우 농도(Concentration)에 대한 정보가 무엇보다 중요합니다. 화학에서는 여러 농도 단위를 사용하고, 농도간 단위 변환을 원활하게 할 줄 알아야 연구하기가 쉬워집니다. 그래서 오늘은 여러 종류의 농도 단위를 살펴보고 농도 단위들이 갖는 특징들을 알아보고자 합니다.

 

질량 백분율

Percent by mass라고 표현하기도 하는 질량 백분율은 %농도로 나타내는 단위입니다. 계산하는 방식은 '용질의질량/용액의질량 X 100(%)'로 계산합니다.

 

몰농도 (M)

몰농도는 영어로는 Molar concentration이라고 합니다. Mole의 개념과 Molar concentration의 개념이 다른데 한국어로는 몰, 몰농도라고 표기가 되기 때문에 자칫 헷갈릴 수 있습니다. 몰농도의 계산 방식은 '용질의 몰수/용액의 L'입니다. 쉽게 얘기하면 1L의 용액 속에 용질이 몇 mole 들어있는지 입니다.

 

몰랄농도 (m)

몰랄농도는 영어로 molality라고 합니다. 몰, 몰농도와 또 다른 개념으로 3가지가 헷갈리지 않도록 개념을 잘 이해하고 계시면 좋습니다. 몰랄농도는 용매의 질량을 기준으로 계산하는 단위입니다. 계산 방식은 '용질의 몰수/용매의 질량(kg)'입니다. 몰농도와 차이는 몰농도는 용액의 L기준으로 계산하지만 몰랄농도는 용매의 질량 kg으로 계산합니다. 가장 중요한 포인트는 계산 기준점이 용액이 아닌 '용매'라는 것입니다. 그래서 1몰랄의 수용액을 만들고자 한다면 물 1kg을 1L라고 기준했을 때 1몰랄농도에 기준을 맞추면 용액의 최종 볼륨은 1L가 아닐 수 있습니다. 

 

농도 단위의 선택

그렇다면 언제 어떤 농도단위를 쓰는 것이 유리한지 알아보겠습니다. 우선 몰농도는 용액의 부피가 기반이기 때문에 매스실린더 등을 활용하면 정확하게 용액을 제조할 수 있습니다. 몰랄농도의 용매 kg 단위를 맞추는 것보다 간편한 장점이 있습니다. 그래서 보통은 몰랄농도보다는 몰농도로 각종 시약을 제조하는 것이 일반적입니다. 한편 몰랄농도의 장점은 온도에 따라 변하지 않는 특징을 갖는다는 것입니다. 몰랄농도의 기준점은 용매의 kg 단위이기 때문에 온도에 따른 부피 변화가 생기지 않습니다. 질량 백분율 단위 역시 몰랄농도와 같이 온도에 영향을 받지 않는 장점이 있습니다. 또한 질량 백분율의 장점은 용질의 몰질량을 알고 있지 않아도 비율로 계산이 가능하므로 따로 용질의 몰질량 정보를 갖고 있지 않아도 제조가 가능하다는 장점이 있습니다. 농도간 단위 변환에는 '부피=질량/밀도' 정도의 공식을 추가하여 비교적 손쉽게 변환이 가능합니다.

 

용해도와 온도의 관계

고체의 용해도와 온도

대부분의 경우는 (꼭 그렇지 않은 경우도 물론 존재함) 고체 물질의 용해도는 온도가 증가하면 따라서 증가합니다. 그래서 일반적으로 고체의 용해도를 확인하고자 할 때에는 온도 증가에 따라 용해도가 증가한다고 생각하면 쉽습니다.

 

기체의 용해도와 온도

물의 경우 기체의 용해도는 온도가 증가하면 감소합니다. 그래서 물의 경우 온도가 섭씨 0도씨 근처에서 보다 섭씨 약 50도씨 근처에서는 산소의 용해도가 절반으로 감소하는 경향을 보입니다.

 

기체의 용해도와 압력

액체와 고체의 용해도 측면에서 보면 외부 압력이 작용해도 용해도가 변하지 않습니다. 그런데 기체의 경우는 외부 압력에 따라 용해도가 변화됩니다. 기체의 용해도와 압력 사이 관계는 Henry의 법칙을 따릅니다. 이 법칙에 따르면 액체 속 기체의 용해도는 용액에 가해지는 압력에 비례합니다. 공식은 c=kP로 표기가 가능합니다. c는 녹아있는 기체의 몰농도를 의미합니다. P는 용액에 가해진 압력을 atm 단위로 대입하면 됩니다. k는 온도에만 의존하는 상수로 단위는 mol/Latm입니다. 1atm 조건이라면 c와 k의 값은 동일합니다. 용매에 녹는 기체의 양은 분자 운동론의 개념에서 설명이 가능합니다. 즉, 기체 분자들이 액체의 표면에 얼마나 자주 충돌하는지가 용해도에 영향을 미친다고 보면 됩니다. 그래서 압력이 가해지는 기체는 보다 물에 자주 충돌하게 되기 때문에 용해도가 증가하는 것으로 알 수 있습니다. 이러한 현상은 탄산음료의 병 뚜껑을 땄을 때 거품이 올라오는 현상을 보면 알 수 있습니다. 병 뚜껑이 존재할때의 압력과 제거했을 때 압력이 달라지기 때문에 CO2의 용해도가 낮아지면서 기포로 올라오는 현상입니다. 

 

예외적인 현상

Henry의 법칙은 대부분의 경우에 잘 적용이 되지만 일부 예외 상황들이 존재합니다. 용해된 기체가 물과 반응을 할 경우 용해도가 보다 더 높아지는 경우가 생깁니다. 예를 들어서 NH3가 H2O와 만나서 생성되는 암모니아는 용해도가 본래 계산보다 훨씬 더 커지는 특징이 있습니다. 또 다른 예는 혈액 속 산소의 용해도가 있습니다. 보통의 산소는 물에 많이 용해되지는 않습니다. 그런데 이 상황이 우리 혈액 속에서 발생한다면 얘기가 달라집니다. 혈액 속에는 헤모글로빈이 존재해서 산소를 많이 붙잡고 있으려고 합니다. 그래서 원래 그냥 물 속에 용해되는 산소의 용해도에 비해 우리의 혈액에서는 훨씬 더 높은 산소 용해도가 나타납니다. 헤모글로빈 1개는 산소 4개와 결합을 하여 각 세포 조직까지 운반하는 역할을 합니다. 그렇기 때문에 산소의 용해도는 일반 물에서 보다 혈액에서 매우 높게 나타나는 특징을 보입니다.