الحالة الطبيعية مقابل المولارية
المولارية والطبيعية هما ظاهرتان مهمتان وشائعان الاستخدام في الكيمياء. يستخدم كلا المصطلحين للإشارة إلى القياس الكمي للمادة. إذا كنت ترغب في تحديد كمية أيونات النحاس في محلول ، فيمكن إعطاؤها كقياس للتركيز. تستخدم معظم الحسابات الكيميائية قياسات التركيز لاستخلاص استنتاجات حول الخليط. لتحديد التركيز ، نحتاج إلى مزيج من المكونات. لحساب تركيز كل مكون ، يجب معرفة الكميات النسبية الذائبة في المحلول. التركيز هو مصطلح أوسع يستخدم ، والمولارية والطبيعية هما نوعان من قياس التركيز.
الحالة الطبيعية
كما هو مذكور أعلاه ، فإن الوضع الطبيعي هو طريقة أخرى للإشارة إلى التركيز. "N" هو الرمز المستخدم للدلالة على الحالة الطبيعية. يتم إعطاء الحالة الطبيعية كمكافئات لكل لتر. المكافئ هو عدد مولات الوحدات التفاعلية في المركب. Eq / L و mol / L هي الوحدات المستخدمة للإشارة إلى الحالة الطبيعية. على سبيل المثال ، يعطي مول واحد من كلوريد الهيدروجين مولًا واحدًا من أيونات الهيدروجين ومول واحد من أيونات الكلوريد في المحلول. يساوي مول واحد من أيونات الهيدروجين مكافئًا واحدًا من أيونات الهيدروجين. لذلك ، 1M HCl هو نفسه 1N HCL ، ولكن عندما نأخذ حمض الكبريتيك ، يعطي 1 مول من أحماض الكبريتيك 2 مول من أيونات الهيدروجين في المحلول. لذلك ، فإن الحالة الطبيعية لأيونات الهيدروجين ستكون 2N لمحلول حامض الكبريتيك. لمزيد من فهم الحياة الطبيعية ، سنأخذ محلول كلوريد الكالسيوم. بالنسبة لأيونات الكلوريد ، تكون الحالة الطبيعية 2 نيوتن لأن مولًا واحدًا من كلوريد الكالسيوم ينتج مولين من أيونات الكلوريد. بالنسبة للكالسيوم ، يكون التكافؤ +2. إذن فالكالسيوم يمكن أن يأخذ مكان اثنين من أيونات الهيدروجين.لذلك ، فإن طبيعتها هي أيضًا 2.
مولارية
تُعرف المولارية أيضًا بالتركيز المولي. هذه هي النسبة بين عدد مولات مادة ما في حجم واحد من المذيب. تقليديًا ، يُعطى حجم المذيب بالمتر المكعب. ومع ذلك ، من أجل راحتنا ، غالبًا ما نستخدم لترات أو ديسيمتر مكعب. لذلك ، فإن وحدة المولارية هي مول لكل لتر / ديسيمتر مكعب (مول l-1، مول dm-3). يشار إلى الوحدة أيضًا باسم M. على سبيل المثال ، محلول مكون من 1 مول من كلوريد الصوديوم المذاب في الماء له مولارية تبلغ 1 م. المولارية هي أكثر طرق التركيز شيوعًا. على سبيل المثال ، يتم استخدامه في حساب الأس الهيدروجيني وثوابت التفكك / ثوابت التوازن وما إلى ذلك. مقسومًا على الوزن الجزيئي للمذاب. على سبيل المثال ، إذا كنت ترغب في تحضير 1 م من محلول كبريتات البوتاسيوم ، 174.26 جم مول-1(1 مول) من كبريتات البوتاسيوم يجب إذابته في لتر واحد من الماء.
ما الفرق بين الطبيعية والمولارية؟
• تُعطى الحالة الطبيعية كمكافئات لكل لتر. تُعطى المولارية على أنها عدد المولات لكل لتر.
• توفر الحالة الطبيعية معلومات حول عدد الوحدات التفاعلية في لتر واحد من المحلول ، بينما توفر المولارية معلومات حول عدد الجزيئات في لتر واحد من المحلول.
• يمكن إعطاء الحالة الطبيعية للحل عن طريق التركيز المولي مقسومًا على عامل التكافؤ.
