ماذا تفعل هذه الحاسبة
تُباع الأحماض المركّزة المخبرية مثل حمض الهيدروكلوريك (HCl) وحمض الكبريتيك (H₂SO₄) على بطاقة العبوة بالنسبة الكتلية (% w/w) وليس بالمولارية. تحوّل هذه الأداة تلك النسبة المئوية — إلى جانب كثافة المحلول والكتلة المولية للحمض — إلى تركيز مولاري (مول/لتر)، وهي الوحدة التي تحتاجها فعليًا في عمليات التخفيف والحسابات الكمية (الستويكيومترية). إنها عملية تحويل كيميائية عامة تصلح لأي كاشف سائل، وليس للأحماض فقط.
طريقة الاستخدام
أدخل ثلاث قيم: التركيز كنسبة كتلية مئوية (مثل 37 لحمض الهيدروكلوريك المدخّن)، وكثافة المحلول الأصلي بوحدة g/mL (تقرأها من بطاقة العبوة أو من جدول مرجعي)، والكتلة المولية للمركّب بوحدة g/mol (لحمض الهيدروكلوريك ≈ 36.46، ولحمض الكبريتيك ≈ 98.08). اضغط على زر الحساب للحصول على المولارية. ولتخفيف المحلول بعد ذلك، استخدم العلاقة \(M_1 V_1 = M_2 V_2\).
شرح المعادلة
المعادلة هي $$\text{Molarity} = \frac{10 \times \text{Concentration (\% w/w)} \times \text{Density (g/mL)}}{\text{Molar Mass (g/mol)}}$$ ضرب الكثافة ρ (g/mL) في 1000 يعطي عدد غرامات المحلول في كل لتر؛ وضرب الناتج في كسر النسبة المئوية (%/100) يعطي عدد غرامات المذاب في كل لتر؛ ثم القسمة على الكتلة المولية تحوّل الغرامات إلى مولات. ويندمج العددان 1000 و100 معًا ليكوّنا الثابت 10.
مثال محلول
لحمض هيدروكلوريك بنسبة 37% w/w وكثافة 1.18 g/mL وكتلة مولية 36.46 g/mol: $$M = \frac{10 \times 37 \times 1.18}{36.46} = \frac{436.6}{36.46} \approx 11.97 \text{ مول/لتر}$$ — وهو التركيز المألوف للحمض المركّز ~12 M.
الأسئلة الشائعة
لماذا يظهر العامل 10 في المعادلة؟ لأنه ناتج قسمة 1000 مل/لتر على 100 (لتحويل النسبة المئوية إلى كسر).
أي كثافة ينبغي أن أستخدم؟ استخدم كثافة المحلول الأصلي عند النسبة المئوية المذكورة، وليس كثافة الماء.
هل تصلح للقواعد أو الأملاح؟ نعم — تصلح لأي محلول سائل. ما عليك سوى إدخال الكتلة المولية والكثافة الصحيحتين.
