تعتبر التركيزات مفهومًا مهمًا في الكيمياء ، وعندما تجمع بين الحلول ذات التركيزات المختلفة ، فأنت بحاجة إلى معرفة كيفية حساب التركيز النهائي. بينما يمكنك استخدام حاسبة نسبة التخفيف أو شيء مشابه (راجع الموارد) لمعرفة ذلك ، فمن الأفضل كثيرًا أن تفعل ذلك تعلم الرياضيات نفسها ، حتى تتمكن من القيام بذلك بنفسك باستخدام الآلة الحاسبة على هاتفك الخلوي دون الحاجة إلى تصميم مخصص لهذا الغرض أدوات.
بمجرد تحديد المفاهيم الأساسية الكامنة وراء التركيزات وتعلم بعض الصيغ البسيطة ، ستتمكن من التعامل مع أي عملية حسابية قد تحتاجها في المختبر.
فهم الحلول
الحل هو أ خليط متجانس من مادتين ، المذيب (مثل الماء) والمذاب (الشيء الذي تذوبه في الماء) ، مع كلمة "متجانسة" تخبرك فقط أن الاثنين مختلطان تمامًا.
الحل نفسه هو مزيج من هذين المكونين ، لذا يخبرك حجم الحل بـ مجموع المبلغ عندما تم الجمع بين الاثنين. تحتاج إلى جزأين من المعلومات لتحديد تركيز المحلول بالكامل: كمية المذيب وكمية المذاب (أو الكمية الإجمالية للمحلول).
الطريقة الأكثر عمومية لوصف تركيز الحلول (أي مدى "قوتها") هي من خلال قسمة كمية المذاب على كمية المحلول الكلي ، مع التعبير عن كلاهما في نفس الوحدات. على سبيل المثال ، إذا أضفت 30 مل من حمض الهيدروكلوريك إلى 270 مل من الماء ، فلديك (30 مل / 300 مل) × 100 = 10 بالمائة من محلول حمض الهيدروكلوريك في الماء. كصيغة:
ومع ذلك ، في الكيمياء ، غالبًا ما يتم التعبير عن تركيز المحاليل على أنها "مولارية" (ضرس التركيز) ، والذي يُعرَّف بأنه عدد مولات المذاب مقسومًا على عدد لترات المحلول. يمنحك هذا قيمة بالمولات لكل لتر ، حيث يساوي مول واحد من مادة ما كتلتها الذرية أو الجزيئية بالجرام.
حساب التخفيفات
إذا بدأت بمحلول بمولارية معينة ثم خففته ، يمكنك استخدام صيغة بسيطة لإيجاده التركيز النهائي ، أو الحجم الذي ستحتاجه لتخفيفه من أجل تحقيق معين تركيز. الصيغة هي:
أين م هي المولارية ، و الخامس هو حجم الحل ، حيث يرمز الحرفان i و f إلى "أول" و "نهائي". شريطة أن تعرف المولارية والحجم اللذان تبدأ بهما ، وإما المولارية النهائية أو الحجم الذي تريده ، يمكنك حل الباقي كمية.
يمكنك إيجاد القيمة التي تريدها بقسمة الجانب الأيسر (حاصل ضرب الحجم الأولي والمولارية) على القيمة التي تعرفها على اليمين. على سبيل المثال ، إذا كان لديك محلول 0.5 لتر بحجم 2 م (أي مولارية 2) ، وتريد محلولًا بمولارية 0.5 م ، فما الحجم النهائي الذي تحتاجه؟
أعد الترتيب للحصول على:
وبالتالي:
تحتاج إلى تخفيف المحلول إلى 2 لتر. لاستخدام هذه الصيغة للوحدات الأخرى (مثل الجالونات) ، ما عليك سوى التأكد من أن التركيز (أي المولارية) يتم التعبير عنه في نفس وحدة الحجم ، لذا يمكنك استخدامها كآلة حاسبة للتخفيف بالغالون إذا كنت تعبر عن التركيز بالمولات لكل جالون.
حاسبة التركيز النهائي بشكل عام
إذا كنت بحاجة إلى حساب التركيز النهائي لموقف أكثر تعقيدًا ، فإن أسهل طريقة هي الرجوع إلى التعريف الأساسي لـ تركيز.
على سبيل المثال ، إذا كنت تخلط حلين بتركيزات مختلفة ، لإيجاد التركيز النهائي ، ستحتاج إلى المقدار النهائي للمذاب والكمية النهائية من المحلول بأكمله. يمكنك معرفة ذلك إذا قمت بحساب مقدار المذاب في كلا الخليطين الأصليين ، أضفهم معًا ، ثم اقسم على الكمية الإجمالية للحل. يمكنك بعد ذلك الضرب في 100 إذا كنت تريد ذلك كنسبة مئوية.
على سبيل المثال ، لنفترض أن لديك محلول 2 بالمائة (بالكتلة) من الملح في الماء ، مع 100 جم من المحلول إجمالاً ، ومحلول 10 بالمائة من الملح في الماء مع 150 جم من المحلول إجمالاً.
يحتوي المحلول الأول على 0.02 × 100 جم = 2 جم من الملح ، ويحتوي المحلول الثاني على 0.10 × 150 جم = 15 جم من الملح. في المجموع ، لديك 2 جم + 15 جم = 17 جم من الملح و 100 جم + 150 جم = 250 جم من المحلول. هذا يعطي 17 جم / 250 جم = 0.068 أو 6.8 بالمائة محلول نهائي بتركيز.
