ما هي حاسبة تحضير وتخفيف الأحماض؟
تخبرك هذه الأداة بدقة بكمية الحمض المركّز وكمية الماء (المخفِّف) التي تحتاجها لتحضير محلول حمضي مخفّف عند مولارية وحجم نهائي من اختيارك. وهي تعتمد على مبدأ التخفيف القائل بأن عدد مولات المذاب يبقى ثابتًا: \(M_1 V_1 = M_2 V_2\). هذه عملية حسابية كيميائية عالمية تنطبق في أي مختبر حول العالم.
طريقة الاستخدام
أدخِل تركيز الحمض المركّز لديك (مثلًا حمض الهيدروكلوريك بتركيز 12 مولار)، والتركيز النهائي الذي تريد الوصول إليه، والحجم النهائي للمحلول الذي تحتاجه. تعرض لك الحاسبة حجم الحمض المركّز الذي يجب قياسه وحجم الماء الذي يجب إضافته للوصول إلى الحجم النهائي.
شرح المعادلة
الصيغة المعاد ترتيبها لمعادلة التخفيف هي:
$$V_{stock} = \frac{\text{Target (M)} \times \text{Final Volume (mL)}}{\text{Stock (M)}}$$وبما أن التركيز مضروبًا في الحجم يساوي عدد مولات المذاب، فإن المولات الموجودة في الكمية الصغيرة من المحلول المركّز يجب أن تساوي المولات الموجودة في المحلول المخفّف النهائي. أما الماء المطلوب فهو ببساطة الحجم النهائي مطروحًا منه حجم الحمض المركّز:
$$V_{water} = \text{Final Volume (mL)} - V_{stock}$$
مثال محلول
لتحضير 1000 مل من حمض الهيدروكلوريك بتركيز 1 مولار من محلول مركّز بتركيز 12 مولار:
$$V_{stock} = \frac{1 \times 1000}{12} = 83.33 \text{ مل}$$أضِف نحو 83.33 مل من الحمض المركّز إلى حوالي 900 مل من الماء، ثم أكمِل الحجم حتى 1000 مل. الماء المطلوب إضافته ≈ 916.67 مل.
الأسئلة الشائعة
هل تهمّ وحدات الحجم؟ استخدم الوحدة نفسها للحجم المطلوب وللناتج؛ تعتمد هذه الأداة وحدة المليلتر (مل). كما يجب أن يستخدم التركيزان الوحدة نفسها (المولارية).
لماذا نضيف الحمض إلى الماء؟ يؤدي تخفيف الحمض المركّز إلى انطلاق حرارة. وإضافة الحمض ببطء إلى الماء توزّع هذه الحرارة بأمان، أما العكس فقد يسبب تطايرًا عنيفًا وخطيرًا.
ماذا لو كان التركيز المطلوب أكبر من تركيز المحلول المركّز؟ هذا مستحيل عن طريق التخفيف — لا يمكنك زيادة التركيز بإضافة الماء. راجِع القيم التي أدخلتها.
