حاسبة المولارية - حساب تركيز المحلول (مول/لتر)

ما هي المولارية؟

المولارية هي طريقة لقياس كمية مادة مذابة في سائل. وتُعرَّف بأنها عدد مولات المذاب لكل لتر من المحلول، وتُكتب mol/L أو بالرمز M. ويحتوي محلول يحمل الوسم "1 M" على مول واحد من المادة المذابة في كل لتر.

صيغة المولارية

تُحسب المولارية بقسمة بسيطة:

$\text{المولارية (M)} = \frac{\text{مولات المذاب (mol)}}{\text{حجم المحلول (L)}}$

• مولات المذاب هي كمية المادة المذابة، مقيسة بالمولات.
• حجم المحلول هو الحجم الكلي للسائل بعد ذوبان المذاب تمامًا، مقيسًا باللترات.
• المولارية هي النتيجة، بوحدة مول لكل لتر (mol/L)، وتُسمى أيضًا M.

مثال محلول

يؤدي إذابة 2 مول من كلوريد الصوديوم (NaCl) في كمية كافية من الماء لتحضير 0.5 لتر من المحلول إلى:

$\text{المولارية} = \frac{2 \text{ mol}}{0.5 \text{ L}} = 4 \text{ M}$

يكون تركيز المحلول 4 مول لكل لتر، ويُكتب 4 M.

كيفية حساب المولارية انطلاقًا من الغرامات

غالبًا ما يُوزن المذاب بالغرامات بدلًا من قياسه بالمولات مباشرة. وتحوّل خطوة إضافية الغرامات إلى مولات قبل تطبيق صيغة المولارية.

1. احسب الكتلة المولية للمركب، بوحدة الغرام لكل مول.
2. اقسم الكتلة، بالغرامات، على الكتلة المولية للحصول على عدد المولات.
3. اقسم عدد المولات على حجم المحلول، باللترات.

مثال: أُذيب 10 غرام من NaCl لتحضير 500 ملتر (0.5 لتر) من المحلول.

• الكتلة المولية لـ NaCl: 22.99 + 35.45 = 58.44 غرام/mol
• المولات: 10 غرام ÷ 58.44 غرام/mol ≈ 0.171 mol
• المولارية: 0.171 mol ÷ 0.5 لتر ≈ 0.342 M

كيفية عمل هذه الحاسبة

تتطلب الحاسبة في هذه الصفحة إدخالين: كمية المذاب بالمولات وحجم المحلول باللترات. وتقسم عدد المولات على الحجم وتعرض النتيجة مقربة إلى أربعة منازل عشرية.

يجب أن تكون قيمتا الإدخال أكبر من الصفر. وتؤدي قيمة تساوي الصفر أو تقل عنه في أي من الحقلين إلى عرض رسالة خطأ بدلًا من النتيجة. فلا معنى فيزيائيًا لكمية مذاب سالبة، كما أن الحجم الصفري يجعل القسمة مستحيلة.

يمكن أيضًا أن تصل قيم الإدخال من رابط مشترك، مثل ?moles=2.5&volume=0.5. وتُعامل أي قيمة في الرابط ليست عددًا منتهيًا على أنها حقل فارغ، ولذلك تطلب الحاسبة إدخال قيمة بدلًا من عرض نتيجة بلا معنى.

تحضير محلول ذي مولارية معلومة

غالبًا ما يعمل الكيميائيون عكسيًا انطلاقًا من مولارية مستهدفة لتحديد كمية المذاب التي ينبغي وزنها.

مثال: حضّر 250 ملتر (0.25 لتر) من محلول هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) ذي مولارية 0.1 M.

1. المولات المطلوبة = المولارية × الحجم = 0.1 M × 0.25 لتر = 0.025 mol
2. الكتلة المطلوبة = المولات × الكتلة المولية = 0.025 mol × 40 غرام/mol = 1 غرام
3. أذب 1 غرام من NaOH في الماء، وأضف الماء حتى يصبح حجم المحلول بالضبط 250 ملتر.

تخفيف محلول مخزون

يمكن تخفيف محلول «مخزون» مركز إلى مولارية أقل باستخدام المعادلة M₁V₁ = M₂V₂، حيث تمثل M₁ وV₁ تركيز المحلول المخزون وحجمه، وتمثل M₂ وV₂ التركيز والحجم المطلوبين بعد التخفيف.

مثال: حضّر 500 ملتر من محلول ذي مولارية 0.2 M انطلاقًا من محلول مخزون ذي مولارية 2 M.

$V_1 = \frac{M_2 \times V_2}{M_1} = \frac{0.2 \text{ M} \times 0.5 \text{ L}}{2 \text{ M}} = 0.05 \text{ L} = 50 \text{ mL}$

تؤدي إضافة 50 ملتر من المحلول المخزون ذي المولارية 2 M إلى كمية كافية من الماء للوصول إلى حجم كلي قدره 500 ملتر إلى التركيز المستهدف.

المولارية في المعايرة

في المعايرة، يُضاف محلول معلوم التركيز إلى محلول آخر حتى يكتمل التفاعل. وتربط المولارية بين الحجوم المقاسة وكمية المادة المتفاعلة.

مثال: يعادل 20 ملتر من NaOH ذي مولارية 0.1 M مقدار 25 ملتر من محلول HCl مجهول التركيز.

1. مولات NaOH المستخدمة: 0.1 M × 0.020 لتر = 0.002 mol
2. يتفاعل HCl وNaOH بنسبة 1:1 (HCl + NaOH → NaCl + H₂O)، لذا فإن مولات HCl = 0.002 mol.
3. مولارية HCl = 0.002 mol ÷ 0.025 لتر = 0.08 M

وحدات أخرى للتركيز

المولارية إحدى طرق عدة للتعبير عن التركيز. ولكل طريقة منها حالات استخدام مختلفة.

التاريخ

تعود فكرة وجود وحدة عد ثابتة للذرات والجزيئات إلى فرضية أميديو أفوغادرو في 1811، التي ربطت بين حجم الغاز وعدد الجسيمات. وبنى الكيميائيون على ذلك خلال القرن التالي لتعريف المول، وأصبحت المولارية الطريقة القياسية لوصف تركيز المحاليل بعد اعتماد المول وحدة أساسية في النظام الدولي للوحدات في 1971. وفي 2019، أعاد الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC) تعريف المول باستخدام قيمة ثابتة لثابت أفوغادرو، هي 6.02214076 × 10²³، بدلًا من معيار قائم على الكتلة.

الأسئلة الشائعة

ما الفرق بين المولارية والمولالية؟

تقسم المولارية مولات المذاب على لترات المحلول، بينما تقسم المولالية مولات المذاب على كيلوغرامات المذيب. ولأن السوائل تتمدد قليلًا عند تسخينها، تتغير المولارية قليلًا مع درجة الحرارة، في حين لا تتغير المولالية.

هل يمكن أن تكون المولارية أعلى من 1 M؟

نعم. تبلغ مولارية حمض الهيدروكلوريك المركز نحو 12 M، وتبلغ مولارية حمض الكبريتيك المركز نحو 18 M. وتعتمد المولارية القصوى الممكنة على كمية المذاب التي يمكن أن تذوب في المذيب عند درجة الحرارة المعنية.

ما مولارية الماء النقي؟

نحو 55.3 M. تبلغ كثافة الماء عند 25 °م نحو 997 غرام/L، وتبلغ كتلته المولية 18.02 غرام/mol، لذا فإن 997 ÷ 18.02 ≈ 55.3 mol/L. ويُستخدم هذا الرقم في حسابات الاتزان، لأن إزالة كمية صغيرة من الماء من حجم كبير لا تكاد تغيّر تركيزه.

هل تؤثر درجة الحرارة في المولارية؟

قليلًا. تتمدد معظم السوائل عند ارتفاع درجة حرارتها، ولذلك تشغل الكمية نفسها من المذاب حجمًا أكبر، فتنخفض المولارية. ولا تتأثر المولالية بدرجة الحرارة لأنها تعتمد على الكتلة لا الحجم.

كيف تُستخدم المولارية في المعايرة؟

في المعايرة، يُقاس حجم محلول معلوم المولارية اللازم ليتفاعل بالكامل مع محلول آخر. ثم تُستخدم النسبة المولية للتفاعل، المستمدة من المعادلة الكيميائية الموزونة، لحساب مولارية المحلول المجهول.

إلى كم منزلة عشرية تعرض هذه الحاسبة؟

تُعرض النتيجة إلى أربع منازل عشرية. وتعتمد أرقام النتيجة ذات المعنى الفعلي على دقة عدد المولات والحجم المُدخلين؛ لذلك ينبغي ألا تُعرض النتيجة بعدد من الأرقام المعنوية يتجاوز ما تسمح به قيمة الإدخال الأقل دقة.