حاسبة العيارية
المدخلات
| احسب من أجل | إيجاد العيارية |
|---|---|
| المولارية | 0.5 M |
| العيارية | 1 |
| عامل التكافؤ | 2 |
حاسبة العيارية
حوِّل بين العيارية والمولارية باستخدام N = M × z، حيث z هو عامل التكافؤ (المكافئات لكل مول). أوجِد عيارية محلول من مولاريته، أو استرجع المولارية من عيارية معلومة.
المدخلات
النتائج
أدخل قيمة لعرض النتائج.
فهم العيارية
تقيس العيارية تركيز المحلول بدلالة سعته التفاعلية بدلًا من عدد مولاته الخام. وهي المولارية مقيسة بعامل التكافؤ:
N=M×z| الرمز | الكمية | الوحدة |
|---|---|---|
| N | العيارية | eq/L |
| M | المولارية | mol/L |
| z | عامل التكافؤ | مكافئات لكل مول |
عامل التكافؤ z هو عدد الوحدات المتفاعلة التي يمدها مول واحد من المادة. فهو للحمض عدد البروتونات المتبرَّع بها، وللقاعدة عدد أيونات الهيدروكسيد المقبولة، ولكاشف الأكسدة-الاختزال عدد الإلكترونات المنتقلة. يتبرع حمض الهيدروكلوريك ببروتون واحد، إذن z = 1؛ ويتبرع حمض الكبريتيك ببروتونين، إذن z = 2.
مثال محلول
محلول من حمض الكبريتيك تركيزه 0.5 mol/L. وإذ يعمل كحمض ثنائي البروتون، يمكن لكل مول من H₂SO₄ أن يتبرع ببروتونين، فيكون عامل التكافؤ z = 2. وعياريته هي:
N=M×z=0.5×2=1.0 eq/Lوتسري العلاقة نفسها في الاتجاه المعاكس. فمن محلول 1 N للحمض نفسه، اقسم على عامل التكافؤ لاسترجاع المولارية:
M=zN=21.0=0.5 mol/Lلماذا تعتمد العيارية على التفاعل
قيمة z ليست خاصية ثابتة للمادة — بل تعتمد على التفاعل الذي تشارك فيه المادة. فحمض الكبريتيك المعادَل تمامًا يتصرف كحمض ثنائي البروتون بـ z = 2، لكنه في تفاعل يستهلك بروتونه الأول فقط يتصرف كحمض أحادي البروتون بـ z = 1. ولأيون البرمنغنات z = 5 في المحلول شديد الحمضية لكن z = 3 في المحلول المتعادل. وبسبب هذا الالتباس، ينبغي أن تُذكر العيارية دائمًا مقترنة بالتفاعل الذي تشير إليه، وكثير من المراجع الحديثة يفضّل المولارية عندما لا يكون سياق التفاعل ثابتًا.
المكافئات والوزن المكافئ
المكافئ وحدة واحدة من السعة التفاعلية: مول واحد من البروتونات متبرَّع به، أو مول واحد من الهيدروكسيد مقبول، أو مول واحد من الإلكترونات منتقل. والوزن المكافئ للمادة هو كتلتها المولية مقسومة على z.
| المادة | z (نموذجيًا) | العلاقة |
|---|---|---|
| HCl | 1 | N = M |
| NaOH | 1 | N = M |
| H₂SO₄ | 2 | N = 2M |
| H₃PO₄ | 3 | N = 3M |
بالنسبة لـ H₂SO₄، الذي كتلته المولية نحو 98 g/mol وz = 2، يكون الوزن المكافئ 98 / 2 = 49 g/eq. والعمل بالمكافئات مريح في المعايرات: فأحجام متساوية من محاليل متساوية العيارية تتفاعل بعضها مع بعض تمامًا، دون حاجة إلى تتبّع المعاملات الاستكيومترية يدويًا.
استخدام الحاسبة
اختر وضعًا. لإيجاد العيارية، أدخل المولارية وعامل التكافؤ فتعيد الحاسبة N = M × z. ولإيجاد المولارية، أدخل العيارية وعامل التكافؤ فتعيد M = N / z. واضبط z من التفاعل الذي تتصوره — عدد البروتونات أو أيونات الهيدروكسيد أو الإلكترونات المتبادلة لكل مول — وتذكّر أن تغيير التفاعل قد يغيّر z.
الأسئلة الشائعة (FAQ)
ما هي صيغة العيارية؟
العيارية هي المولارية مضروبة في عامل التكافؤ: N = M × z، حيث M هو التركيز المولي بوحدة mol/L وz هو عدد المكافئات لكل مول. وللانتقال في الاتجاه المعاكس اقسم: M = N / z. فمثلًا محلول بتركيز 0.5 mol/L من حمض الكبريتيك (H₂SO₄)، الذي يمكنه التبرع ببروتونين فيكون z = 2، عياريته 0.5 × 2 = 1 N. وتحمل النتيجة وحدة المكافئ لكل لتر (eq/L)، وكثيرًا ما تُكتب N فحسب.
بماذا تختلف العيارية عن المولارية؟
تعدّ المولارية المولات الكاملة من المذاب لكل لتر، بينما تعدّ العيارية المكافئات المتفاعلة لكل لتر. وهما متساويتان فقط عندما يمد المول الواحد مكافئًا واحدًا بالضبط (z = 1)، كما في HCl أو NaOH. وعندما يمد نوع ما أكثر من وحدة متفاعلة لكل مول — بروتونان من H₂SO₄، أو ثلاثة من H₃PO₄، أو عدة إلكترونات في نصف تفاعل أكسدة-اختزال — تكون عياريته مضاعفًا لمولاريته. والعيارية مريحة في المعايرات لأن أحجامًا متساوية من محاليل بالعيارية نفسها تتفاعل تمامًا، بغض النظر عن عدد البروتونات أو الإلكترونات التي يحملها كل جزيء.
ما هو المكافئ وما هو عامل التكافؤ؟
المكافئ هو وحدة واحدة من السعة التفاعلية — مول واحد من H⁺ متبرَّع به، أو مول واحد من OH⁻ مقبول، أو مول واحد من الإلكترونات منتقل. وعامل التكافؤ z هو عدد تلك الوحدات التي يمدها مول واحد من المادة. فحمض الكبريتيك يعطي بروتونين، إذن مول واحد يساوي مكافئين وz = 2. والوزن المكافئ هو الكتلة المولية مقسومة على z؛ فمادة كتلتها المولية 98 g/mol وz = 2 لها وزن مكافئ 49 g/eq. واختيار z اختيارًا صحيحًا للتفاعل المعني هو الخطوة الأساسية في أي حساب للعيارية.
متى ينبغي استخدام العيارية بدلًا من المولارية؟
العيارية أنفع ما تكون في معايرات الحمض-القاعدة والأكسدة-الاختزال، حيث يكون المهم هو السعة التفاعلية لا عدد الجزيئات. ولأن أحجامًا متساوية من محاليل متساوية العيارية تعادل أو تؤكسد بعضها بعضًا تمامًا، تكون المحاسبة أبسط من تتبّع المعاملات الاستكيومترية بالمولارية. وكثير من النصوص الحديثة وإرشادات النظام الدولي للوحدات لا تحبّذ العيارية تحديدًا لأن z يعتمد على التفاعل — فالزجاجة نفسها من H₂SO₄ عياريتها 1 N كمانح للبروتون لكنها بعيارية مختلفة في تفاعل آخر. اذكر التفاعل دائمًا كلما أبلغت عن عيارية، وفضّل المولارية عندما لا يكون سياق التفاعل ثابتًا.
التالي الموصى به
حاسبة المولارية
حساب المولارية (مول/لتر) أو عدد المولات أو حجم المحلول باستخدام العلاقة M = n ÷ V. أدخل قيمتين لإيجاد القيمة الثالثة.