المولارية والتخفيف

حل التركيز أو المولات أو نسبة التخفيف

تقيس المولارية كم مولًا من مادة مذاب في كل لتر من المحلول. احسب المولارية أو المولات أو الحجم من الاثنين الآخرين، أو انتقل إلى وضع التخفيف لإيجاد مقدار المحلول الأصلي والمخفف (مثل الماء) الذي تحتاجه للوصول إلى تركيز أقل مستهدف.

المعادلة

المولارية:

$$\vC{\text{المولارية}} = \frac{\vA{\text{المولات}}}{\vB{\text{الحجم}}}$$

التخفيف (تبقى كمية المذاب نفسها قبل وبعد إضافة المخفف):

$$\vA{C_1} \times \vB{V_1} = \vC{C_2} \times \vD{V_2}$$

بحل المعادلة لإيجاد حجم المحلول الأصلي المطلوب: $\vB{V_1} = \frac{\vC{C_2} \times \vD{V_2}}{\vA{C_1}}$

مثال محلول

مولارية محلول يحتوي على 2 مول مذاب في 4 لتر:

1. تطبيق المعادلة: $\vC{\text{المولارية}} = \frac{\vA{2}}{\vB{4}} = \vC{0.5}$ مول/لتر.

التخفيف — تخفيف محلول أصلي تركيزه 5 مول/لتر إلى 1 مول/لتر، ليصبح الحجم الإجمالي 0.5 لتر:

1. تطبيق المعادلة: $\vB{V_1} = \frac{\vC{1} \times \vD{0.5}}{\vA{5}} = \vB{0.1}$ لتر من المحلول الأصلي.
2. إيجاد المخفف المطلوب: $\vD{0.5} - \vB{0.1} = 0.4$ لتر من الماء.

العوامل الرئيسية التي يجب مراعاتها

• تعمل صيغة التخفيف (C₁V₁ = C₂V₂) لأن إجمالي كمية المذاب لا يتغير أبدًا عند إضافة المزيد من المذيب — فقط تركيزه يتغير. إضافة مُخفِّف يُوزّع نفس عدد مولات المذاب عبر حجم أكبر، وهذا سبب بقاء حاصل ضرب التركيز والحجم ثابتًا قبل التخفيف وبعده.
• المولارية (مول/لتر) واحدة من عدة وحدات تركيز، وهي قائمة تحديدًا على الحجم، وليس الكتلة. مقاييس تركيز شائعة أخرى — المولالية (مول/كجم من المذيب)، النسبة المئوية بالكتلة، أو أجزاء من المليون — تستخدم أسسًا مختلفة وليست قابلة للتبادل مباشرة مع المولارية دون معلومات إضافية مثل كثافة المحلول.
• عند تحضير محلول مُخفَّف عمليًا، يُضاف المُخفِّف للوصول إلى حجم إجمالي نهائي، وليس مجرد إضافته فوق حجم المخزون. في الممارسة المختبرية الحقيقية، يُقاس حجم المخزون المحسوب أولاً، ثم يُضاف المُخفِّف حتى يصل المحلول المُجمَّع إلى الحجم النهائي المستهدف (بدلاً من إضافة حجم المُخفِّف بشكل منفصل) — هذا يتجنب أخطاء صغيرة في حجم الخلط يمكن أن تحدث مع بعض المحاليل.
• يفترض وضع التخفيف في هذه الحاسبة أن المذاب نفسه لا يتفاعل مع المُخفِّف. بالنسبة لتخفيف بسيط (إضافة ماء إلى محلول مخزون من نفس المادة)، يصح هذا الافتراض — لكن بالنسبة للمحاليل التي يُثير فيها الخلط تفاعلاً كيميائيًا، لم تعد هذه النسبة البسيطة تصف التركيز الناتج.

الأخطاء الشائعة

• الخلط بين وحدات الحجم عبر الحقول. تعمل C₁V₁ = C₂V₂ فقط عندما يستخدم كلا الحجمين نفس الوحدة (كلاهما لتر، أو كلاهما مليلتر) — خلط مل مع لتر يُخلّ بالنتيجة بصمت بمعامل 1000.
• افتراض أن حجم المُخفِّف يساوي الحجم النهائي ناقص حجم المخزون، ثم إضافة الاثنين بشكل منفصل. في الممارسة العملية، يُضاف المُخفِّف للوصول بالمزيج إلى الحجم النهائي المستهدف، وليس قياسه بشكل مستقل وسكبه فوق — قد تختلف الطريقتان قليلاً حسب سلوك حجم الخلط للمحلول.
• محاولة التخفيف للوصول إلى تركيز أعلى. إضافة مذيب يمكن أن يخفض التركيز فقط، لا يرفعه أبدًا — الوصول إلى تركيز أعلى يتطلب إضافة المزيد من المذاب أو إزالة المذيب، وهو حساب مختلف تمامًا.
• الخلط بين المولارية ووحدات تركيز أخرى. المولالية (مول/كجم من المذيب)، والنسبة المئوية بالكتلة، وأجزاء من المليون كلها تقيس التركيز بطرق مختلفة وليست قابلة للتبادل مع المولارية دون معرفة كثافة المحلول.

معلومات مفيدة

• هل تحتاج الكتلة المولية لمذاب قبل أن تتمكن من تحويل الغرامات إلى مولات؟ يجمع حاسبة الكتلة المولية الأوزان الذرية من صيغة كيميائية.
• هل تعمل مع تركيز حمض أو قاعدة لإيجاد الرقم الهيدروجيني؟ يحسب حاسبة الأس الهيدروجيني (pH) الرقم الهيدروجيني مباشرة من التركيز.
• هل تحتاج ربط ضغط غاز وحجمه ودرجة حرارته ومولاته بدلاً من محلول؟ يغطي حاسبة قانون الغاز المثالي قانون الغاز المثالي.