ما هي حاسبة تحويل المولارية إلى العيارية؟
تقوم هذه الحاسبة بتحويل مولارية المحلول (M) إلى عياريته (N). تقيس المولارية عدد مولات المادة المذابة في كل لتر، بينما تقيس العيارية عدد المكافئات الفعّالة في كل لتر. ولأن المول الواحد من أي مادة قد يوفّر أكثر من مكافئ واحد (فحمض الكبريتيك H₂SO₄ مثلًا يطلق أيوني هيدروجين H⁺)، فإن القيمتين ترتبطان معًا عبر عامل التكافؤ n.
كيفية استخدام الحاسبة
أدخل مولارية المحلول وعدد المكافئات لكل مول (n) من المادة المذابة. يعتمد عدد المكافئات على نوع التفاعل: ففي الأحماض يساوي عدد أيونات H⁺ القابلة للاستبدال، وفي القواعد عدد أيونات OH⁻، أما في تفاعلات الأكسدة والاختزال أو الأملاح فهو عدد الإلكترونات أو الشحنات المنتقلة لكل وحدة صيغة. تضرب الحاسبة القيمتين لتعطيك العيارية مباشرة.
شرح المعادلة
العلاقة بسيطة وهي $$\text{Normality} = \text{Molarity (M)} \times \text{Equivalents (n)}$$ حيث N هي العيارية (مكافئ/لتر)، وM هي المولارية (مول/لتر)، وn هو عدد المكافئات لكل مول. وعندما يكون \(n = 1\) (مثل HCl وNaOH) تتساوى المولارية مع العيارية. أما عندما يكون \(n\) أكبر من 1 فتفوق العيارية قيمة المولارية.
مثال محلول
لنفترض أن لديك محلولًا تركيزه 1.5 مولار من حمض الكبريتيك (H₂SO₄)، وهو يوفّر مكافئين (2 H⁺) لكل مول. عندئذٍ تكون $$N = 1.5 \times 2 = 3.0 \text{ عياري}$$ وفي حالة محلول حمض الفوسفوريك (H₃PO₄، حيث \(n = 3\)) بتركيز 0.25 مولار، تكون العيارية $$0.25 \times 3 = 0.75 \text{ عياري}$$
الأسئلة الشائعة
هل تتساوى المولارية والعيارية أحيانًا؟ نعم، يحدث ذلك كلما كان \(n = 1\)، كما في HCl وHNO₃ وNaOH وKOH.
كيف أحدد قيمة n؟ هي عدد الوحدات الفعّالة (H⁺ أو OH⁻ أو الإلكترونات/الشحنات) لكل وحدة صيغة في التفاعل المحدد. وقد يكون للمركب نفسه قيم n مختلفة باختلاف التفاعل.
لماذا تُستخدم العيارية؟ تبسّط العيارية الحسابات الكيميائية في عمليات المعايرة، لأن الحجوم المتساوية من محاليل لها العيارية نفسها تتفاعل معًا تفاعلًا كاملًا.
