طرق التعبير عن تركيز المحاليل تختلف بحسب ما نقيسه من المذاب وما نقسم عليه. فقد يكون المقام حجم المحلول كله، أو كتلته، أو كتلة المذيب وحده. لذلك لا تكفي كتابة رقم مثل 5% دون تحديد معنى النسبة. القراءة الصحيحة تبدأ بالوحدة والمقام، ثم تحويل الكميات إلى وحدات متوافقة. [1][2][3]
المذاب والمذيب والمحلول
المحلول مزيج متجانس على المستوى الذي نصفه هنا، يضم مذيبًا ومذابًا أو أكثر. عند إذابة سكر في الماء، السكر مذاب والماء مذيب؛ المحلول الناتج يشمل الاثنين. قد توجد محاليل في حالات أخرى، لذلك لا نحصر كل محلول في سائل. [1]
إذا سأل القانون عن كتلة المحلول، اجمع كتل مكوناته دون فقد. وإذا سأل عن حجمه النهائي، استخدم حجم المزيج الناتج، لا حجم الماء قبل الإذابة. ولا نفترض أن جمع أحجام المكونات يعطي دائمًا حجم المزيج بدقة.
النسب المئوية: ثلاث قراءات مختلفة
| الصيغة | البسط والمقام | معنى كتابة 5% على هذا الأساس |
|---|---|---|
| كتلة/كتلة، m/m | كتلة المذاب ÷ كتلة المحلول ×100 | 5 غرام مذاب في 100 غرام محلول |
| حجم/حجم، V/V | حجم المذاب ÷ حجم المحلول ×100 | 5 مل مذاب في 100 مل محلول |
| كتلة/حجم، m/V | غرامات المذاب في 100 مل من المحلول | 5 غرام مذاب في 100 مل محلول |
في مثال 12 غرامًا من السكر و 188 غرامًا من الماء، كتلة المحلول 200 غرام، فالنسبة الكتلية 12/200×100=6%. القسمة على 188 تعطي نسبة إلى المذيب، وهي ليست النسبة الكتلية إلى المحلول. [2]
وإذا احتوى 100 مل من محلول على 2 غرام مذاب، فالتركيز 2% على أساس كتلة/حجم. لا يساوي بالضرورة 2% كتلة/كتلة. لو كانت كثافة المحلول 1.04 غرام/مل، لكانت كتلة 100 مل 104 غرام، والنسبة الكتلية نحو 2/104×100=1.923%.
في النسبة الحجمية، القياس إلى حجم المحلول النهائي. مثال 18 مل من مذاب سائل في محلول حجمه النهائي 300 مل يعطي 6% حجم/حجم، من غير استنتاج مقدار المذيب بمجرد طرح الحجمين. [2]
المولارية: مولات لكل لتر من المحلول
المولارية c=n/V عندما n مولات المذاب و V حجم المحلول باللتر. وحدة القياس مول/لتر، وتكتب M أيضًا. لحساب المولات من الكتلة نستخدم n=m/M_m، حيث M_m الكتلة المولية؛ لا نخلط رمز الكتلة المولية برمز التركيز. [1]
مثال حسابي: 9.0 غرام من مادة كتلتها المولية 180 غرام/مول تعادل 0.050 مول. إذا كان حجم المحلول النهائي 250 مل، أي 0.250 لتر، فالمولارية 0.050/0.250=0.20 mol/L. المادة هنا نموذج للحساب، وليست تعليمات استعمال منتج.
تتغير المولارية إذا تغير الحجم بالحرارة مع بقاء كمية المادة، لذلك قد يلزم ذكر الحرارة في قياس دقيق. [3]
المولالية والكسر المولي
المولالية b=n/m_solvent بمولات المذاب وكيلوغرامات المذيب. مثلًا 0.050 مول مذاب مع 240 غرامًا من المذيب يعطي 0.050/0.240≈0.2083 mol/kg. هنا نقسم على المذيب وحده، لا كتلة المحلول ولا حجمه. [3]
والكسر المولي لمكون هو مولاته مقسومة على مجموع مولات جميع المكونات. في مزيج افتراضي من 0.050 مول من أ و 1.950 مول من ب، يكون x_A=0.050/2.000=0.025 و x_B=0.975. مجموع الكسور 1، ولا وحدة لهذه النسب. [3]
المولالية والكسر المولي المعرفان بالكتل والمولات لا يتغيران بمجرد تمدد الحجم مع الحرارة، ما دامت كميات المكونات وهويتها ثابتة. وهذه ميزة مختلفة عن المقام الحجمي للمولارية.
الجزء في المليون ليس وحدة واحدة بلا أساس
على أساس كتلي، نقسم كتلة المذاب على كتلة المحلول بوحدات متوافقة، ثم نضرب في مليون. لذلك 7.5 ملغرام في 2.5 كيلوغرام محلول يساوي 3 ملغرام/كيلوغرام، أي 3 ppm كتلية. وعلى الأساس نفسه، 1 ppm يساوي 1000 ppb. [2]
يمكن أن تستخدم أجزاء في المليون على أساس حجمي أو عددي أيضًا، لذلك اقرأ التعريف المصاحب. لا نستبدل دائمًا mg/L بـ ppm؛ تتقارب القيم في محلول مائي مخفف كثافته قريبة من 1 كيلوغرام/لتر، أما غير ذلك فيحتاج إلى الكثافة.
كلما صغر التركيز، ازدادت أهمية الوحدات وبيانات القياس. التحويل الحسابي لا يثبت وحده دقة اختبار مخبري أو ملاءمة مادة لاستعمال معين.
العيارية تعتمد على التفاعل
العيارية N تعبر عن مكافئات المادة المتفاعلة لكل لتر محلول. عدد المكافئات يتبع ما يفعله المول في التفاعل المحدد؛ لذلك N=z×c، حيث z عامل المكافئ، وليست المولارية مقسومة على z. [4]
مثلًا لمادة مولاريتها 0.12 مول/لتر وعامل مكافئ 2 في التفاعل المعطى، العيارية 0.24 مكافئ/لتر. يجب ذكر التفاعل أو العامل؛ اسم المادة وحده لا يكفي دائمًا لتحديد العيارية.
لهذا يكون بيان المولارية والمعادلة الموزونة أوضح في مسائل كثيرة. وإذا أعطيت العيارية في سؤال، اقرأ أساس المكافئ قبل استعمالها.
مثال تخفيف: المولات ثابتة والتركيز ينخفض
عند تخفيف عينة دون فقد مذاب أو تفاعل يستهلكه، تبقى مولاته ثابتة، فنكتب c₁V₁=c₂V₂. لحجم 15 مل من محلول 0.80 مول/لتر يصل إلى حجم نهائي 120 مل، نجد c₂=0.80×15/120=0.10 mol/L. [1]
الفحص بالمولات يعطي 0.80×0.015=0.012 mol قبل التخفيف، و 0.10×0.120=0.012 mol بعده. ازداد الحجم ثمانية أضعاف فانخفض التركيز إلى الثمن.
في المعادلة يمكن استعمال الملليلتر للحجمين إذا اتفقت الوحدة، لكن حساب المولات من mol/L يحتاج حجمًا باللتر. والحجم 120 مل هو النهائي؛ لا نحوله إلى أمر بإضافة 105 مل بالضبط، لأن الأحجام قد لا تكون جمعًا بسيطًا.
قائمة فحص للمسألة والملصق
- حدد هل المقام المحلول كله أم المذيب فقط.
- اكتب نوع النسبة المئوية أو أساس ppm.
- حول الحجم إلى اللتر أو الكتلة إلى الكيلوغرام حيث يتطلب القانون.
- استعمل الكثافة عندما تحول بين كتلة المحلول وحجمه.
- اذكر عامل المكافئ والتفاعل في العيارية.
- افحص حفظ كمية المذاب ووحدة الجواب في التخفيف.
المصادر ومتابعة القراءة
- OpenStax: المحلول والمولارية وقانون التخفيف (يفتح في نافذة جديدة)openstax.org
- OpenStax: النسب المئوية و ppm على أساس محدد (يفتح في نافذة جديدة)openstax.org
- OpenStax: المولالية والكسر المولي وتأثير الحرارة (يفتح في نافذة جديدة)openstax.org
- David Harvey: العيارية وتعلق المكافئ بالتفاعل (يفتح في نافذة جديدة)chem.libretexts.org
أُعدّ هذا المقال بصياغة عربية أصلية بالاستناد إلى المصادر أعلاه، وهو مدخل تمهيدي إلى الموضوع. اقرأ منهجية المحتوى وحدوده.