في الكيمياء، المحلول هو خليط متجانس يتكون من مادتين أو أكثر. المحلول المولي هو نوع من المحاليل الكيميائية حيث يتم التعبير عن التركيز بمول المذاب لكل لتر من المحلول. هذا المفهوم أساسي في دراسة الكيمياء، وخاصة في تنفيذ التجارب المعملية والتفاعلات الكيميائية.
قبل الغوص بشكل أعمق في المحاليل المولية، من الضروري أن نفهم ما هو المول. المول هو وحدة قياس تستخدم في الكيمياء للتعبير عن كميات المادة الكيميائية. يتم تعريف المول الواحد على أنه بالضبط \(6.022 \times 10^{23}\) كيانات (ذرات أو جزيئات أو أيونات أو جزيئات أخرى).
الخطوة الأولى في تحضير المحلول المولي هي حساب الكتلة المولية للمذاب. الكتلة المولية هي كتلة مول واحد من المادة ويتم التعبير عنها بالجرام لكل مول (جم/مول). ويمكن حسابه عن طريق جمع الكتل الذرية لجميع الذرات الموجودة في الجزيء.
على سبيل المثال، يتم حساب الكتلة المولية للماء (H2O) عن طريق إضافة الكتل الذرية لذرتي هيدروجين وذرة أكسجين واحدة، وهو ما يساوي \(2 \times 1.008\) جم/مول للهيدروجين زائد \(16.00\) جم/ مول للأكسجين، مما ينتج عنه كتلة مولية إجمالية قدرها \(18.016\) جم/مول.
بمجرد تحديد الكتلة المولية، فإن الخطوة التالية هي إعداد المحلول المولي. لتحضير محلول 1 مولاري من مادة ما، يجب إذابة الكتلة المولية للمادة في مذيب كافٍ لصنع لتر واحد من المحلول.
على سبيل المثال، لتحضير محلول 1 مولار من كلوريد الصوديوم (NaCl)، الذي له كتلة مولية قدرها \(58.44\) جم/مول، سيتم إذابة \(58.44\) جرام من كلوريد الصوديوم في كمية كافية من الماء لتكوين الحجم النهائي لتر واحد.
يتم التعبير عن تركيز المحلول بشكل متكرر بالشامات لكل لتر (M). صيغة حساب المولارية (M) للحل هي:
\(M = \frac{\textrm{مولات المذاب}}{\textrm{لتر من الحل}}\)على سبيل المثال، إذا تم إذابة \(0.5\) مول من الجلوكوز (سكر) في \(2\) لتر من الماء، فإن تركيز محلول الجلوكوز سيكون:
\(M = \frac{0.5}{2} = 0.25\; M\)وهذا يعني أن محلول الجلوكوز يحتوي على تركيز \(0.25\) مول لكل لتر أو \(0.25\) م.
التخفيف هو عملية تقليل تركيز المذاب في المحلول، عادة عن طريق إضافة المزيد من المذيبات. يمكن التعبير عن العلاقة بين التركيزات والأحجام الأولية والنهائية على النحو التالي:
\(C_1V_1 = C_2V_2\)حيث \(C_1\) و \(C_2\) هما التركيزان الأولي والنهائي، على التوالي، و \(V_1\) و \(V_2\) هما الحجمان الأولي والنهائي، على التوالي. هذه الصيغة مفيدة في حساب كمية المذيب اللازمة لتحقيق التركيز المطلوب.
على سبيل المثال، لتخفيف محلول \(2\) M من حمض الهيدروكلوريك إلى \(1\) M عن طريق مضاعفة حجمه، يمكنك استخدام الصيغة \(C_1V_1 = C_2V_2\) . بافتراض أن \(V_1\) هو \(1\) لتر، للعثور على \(V_2\) ، يمكنك إعادة ترتيب الصيغة إلى \(V_2 = \frac{C_1V_1}{C_2}\) . باستبدال القيم، تحصل على: \(V_2 = \frac{2 \times 1}{1} = 2\; \textrm{لتر}\)
هذا يعني أنك ستحتاج إلى إضافة \(1\) لتر إضافي من المذيب إلى \(1\) لتر من \(2\) م محلول حمض الهيدروكلوريك للحصول على تركيز نهائي قدره \(1\) م.
تخيل أنك تجري تجربة تتطلب محلول \(0.1\) M من حمض الكبريتيك (H₂SO₄)، وتحتاج إلى تحضير \(500\) مل من هذا المحلول. أولًا، احسب الكتلة المولية لحمض الكبريتيك، وهي \(2 \times 1.008 + 32.07 + 4 \times 16.00 = 98.08\) جم/مول. للعثور على كمية H₂SO₄ المطلوبة لمحلول \(0.1\) M:
\(M = \frac{\textrm{مولات المذاب}}{\textrm{لتر من الحل}} \implies \textrm{مولات المذاب} = M \times \textrm{لتر من الحل}\)بما أن الحجم يجب أن يكون باللتر، قم بتحويل \(500\) مل إلى \(0.5\) لتر. ثم،
\(\textrm{مولات المذاب} = 0.1 \times 0.5 = 0.05\; \textrm{حيوانات الخلد}\)للعثور على كتلة H₂SO₄ المطلوبة، اضرب الشامات في الكتلة المولية:
\(\textrm{كتلة} = \textrm{حيوانات الخلد} \times \textrm{الكتلة المولية} = 0.05 \times 98.08 = 4.904\; \textrm{جرامات}\)قم بإذابة \(4.904\) جرام من حامض الكبريتيك في كمية كافية من الماء لتكوين محلول \(500\) مل. توضح هذه العملية كيفية استخدام المولية والأحجام والكتلة المولية في إعدادات المختبر العملية لإعداد حلول محددة مطلوبة للتجارب.
تعتبر المحاليل المولية حاسمة في الكيمياء لعدة أسباب:
في الختام، المولارية هي مفهوم أساسي في الكيمياء الذي يتضمن حساب تركيز المحاليل. من خلال فهم كيفية حساب وإعداد المحاليل المولية، يستطيع الكيميائيون التحكم في ظروف تجاربهم بدقة كبيرة، مما يؤدي إلى اكتشافات وتقدمات علمية ذات معنى.
