ماذا تفعل هذه الحاسبة
عند دمج محلولين يحتويان على نفس المُذاب، يقع التركيز الناتج في مكان ما بين التركيزين الأصليين. تحسب هذه الأداة المولارية النهائية باستخدام مبدأ بسيط هو حفظ عدد المولات. كل ما عليك هو إدخال المولارية والحجم لكل محلول، فتعيد لك مولارية المزيج النهائي إضافةً إلى إجمالي مولات المُذاب والحجم الكلي.
شرح المعادلة
المولارية (M) هي عدد مولات المُذاب لكل لتر من المحلول. ويُحسب عدد المولات في أي محلول بضرب التركيز في الحجم، أي \(n = M \times V\). وعند خلط محلولين لهما نفس المُذاب، تُجمع المولات معًا وتُجمع الأحجام معًا (بافتراض أن الأحجام تجميعية، وهو تقريب جيد للمحاليل المائية المخففة):
$$M_f = \frac{\text{C}_1 \cdot \text{V}_1 + \text{C}_2 \cdot \text{V}_2}{\text{V}_1 + \text{V}_2}$$
البسط يمثل إجمالي مولات المُذاب، والمقام يمثل الحجم الكلي. استخدم وحدة حجم موحّدة للمحلولين — سواء باللتر أو بالمليلتر — فلا يهم ما دمت ثابتًا على الوحدة نفسها، لأن الوحدات تُختزل في النسبة.
مثال محلول
لنفترض أنك خلطت 0.5 لتر من محلول NaCl بتركيز 1.0 مولار مع 0.5 لتر من محلول NaCl بتركيز 2.0 مولار. يكون إجمالي المولات \((1.0 \times 0.5) + (2.0 \times 0.5) = 0.5 + 1.0 = 1.5\) مول. والحجم الكلي هو \(0.5 + 0.5 = 1.0\) لتر. إذن $$M_f = \frac{1.5}{1.0} = 1.5 \text{ مولار}$$ — وهو المتوسط تمامًا، لأن الحجمين متساويان.
الأسئلة الشائعة
هل تصلح هذه الأداة للتخفيف بالماء النقي؟ نعم. اجعل تركيز أحد المحلولين 0 مولار مع تحديد حجم الماء المضاف، عندها تتحول المعادلة إلى معادلة التخفيف القياسية \(M_1 V_1 = M_2 V_2\).
هل أستطيع استخدام المليلتر بدلاً من اللتر؟ نعم، ما دام كلا الحجمين بنفس الوحدة. فالمولارية النهائية لا تتأثر بنوع وحدة الحجم التي تختارها، لأن الحجم يظهر في كل من البسط والمقام.
لماذا يجب أن يكون المُذاب نفسه؟ لأن المعادلة تجمع مولات نوع واحد فقط. فإذا اختلف المذابان أو تفاعلا معًا، فلن يكون مجموع مولات أي نوع منهما هو الجمع البسيط، ومن ثَمّ لا تنطبق هذه الحاسبة.
