ما هي حاسبة التعادل؟
تحل هذه الحاسبة مسائل التعادل والمعايرة بين الأحماض والقواعد اعتماداً على علاقة التكافؤ \(\text{M}_a \cdot \text{V}_a \cdot \text{n}_a = \text{M}_b \cdot \text{V}_b \cdot \text{n}_b\). فعند نقطة التكافؤ، تتساوى تماماً مولات أيونات الهيدروجين (H⁺) القادمة من الحمض مع مولات أيونات الهيدروكسيد (OH⁻) القادمة من القاعدة. تتيح لك الأداة إدخال أي خمس كميات من أصل ست، ثم تحسب التركيز أو الحجم المجهول. وهي أداة كيميائية عامة تصلح للاستخدام في أي مكان.
طريقة الاستخدام
أدخل التركيز المولي (M) والحجم (مل) المعروفين لكل من الحمض والقاعدة. أما القيمتان nالحمض وnالقاعدة فتمثلان عدد البروتونات الفعّالة في الوحدة الصيغية الواحدة — فمثلاً HCl تكون فيها n=1، وH₂SO₄ تكون n=2، وCa(OH)₂ تكون n=2. اختر من القائمة المنسدلة الكمية التي تريد إيجادها، ثم اقرأ النتيجة. ووحدات الحجم تُلغى بعضها بعضاً، فإذا أدخلت بالمليلتر خرجت النتيجة بالمليلتر.
شرح المعادلة
بما أن عدد المولات = التركيز × الحجم، فإن الحمض يوفّر \(\text{M}_a \cdot \text{V}_a\) مولاً، وكل منها يطلق \(\text{n}_a\) من البروتونات. وبمساواة مولات بروتونات الحمض بمولات هيدروكسيد القاعدة نحصل على معادلة التكافؤ. وبإعادة ترتيبها لإيجاد حجم القاعدة: $$\text{V}_b = \frac{\text{M}_a \cdot \text{V}_a \cdot \text{n}_a}{\text{M}_b \cdot \text{n}_b}$$
مثال محلول
ما مقدار محلول NaOH بتركيز 0.10 مولاري اللازم لتعادل 25 مل من HCl بتركيز 0.10 مولاري؟ هنا n=1 لكليهما. $$\text{V}_b = \frac{0.10 \times 25 \times 1}{0.10 \times 1} = 25 \text{ مل}$$ والآن لنعادل 25 مل من H₂SO₄ بتركيز 0.10 مولاري (n=2) بمحلول NaOH بتركيز 0.10 مولاري (n=1): $$\text{V}_b = \frac{0.10 \times 25 \times 2}{0.10 \times 1} = 50 \text{ مل}$$ لأن الحمض ثنائي البروتون يوفّر ضعف عدد البروتونات.
الأسئلة الشائعة
ما هي قيمة n؟ هي عدد أيونات H⁺ القابلة للتأين في الحمض، أو عدد أيونات OH⁻ في القاعدة، لكل وحدة صيغية (وتُسمى أيضاً التكافؤ أو القاعدية).
هل يجب استخدام المليلتر؟ لا — تصلح أي وحدة حجم ما دام الحمض والقاعدة يستخدمان الوحدة نفسها؛ وستظهر النتيجة بالوحدة ذاتها.
هل تعطي قيمة pH؟ لا. فهي تحسب الأحجام أو التراكيز اللازمة للتعادل التام (نقطة التكافؤ)، وليس قيمة pH الناتجة.
