المحاضرة الثامنة / التركيز المولاري والنورمالي

أولًا: التركيز المولاري (Molarity)

تعريفه:

التركيز المولاري هو عدد مولات المذاب الموجودة في لتر واحد من المحلول.

الصيغة الرياضية:

$$\text{Molarity (M)} = \frac{\text{عدد مولات المذاب}}{\text{حجم المحلول باللتر}}$$

الوحدات:

الوحدة هي مول/لتر وتُكتب عادةً على الشكل: M.

مثال:

إذا قمنا بإذابة 1 مول من كلوريد الصوديوم (NaCl) في ماء حتى أصبح حجم المحلول 1 لتر، فإن التركيز المولاري سيكون:

$$\text{Molarity} = \frac{1}{1} = 1M$$

ثانيًا: التركيز النورمالي (Normality)

تعريفه:

التركيز النورمالي هو عدد المكافئات الكيميائية (equivalents) من المذاب في لتر واحد من المحلول.

الصيغة الرياضية:

$$\text{Normality (N)} = \frac{\text{عدد المكافئات}}{\text{حجم المحلول باللتر}}$$

الوحدات:

الوحدة هي مكافئ/لتر وتُكتب عادةً: N.

ملاحظة مهمة:

عدد المكافئات يختلف باختلاف نوع التفاعل:

• في تفاعلات الحموض والقواعد: المكافئ = عدد مولات الهيدروجين أو الهيدروكسيد المتبادلة.
• في تفاعلات الأكسدة والاختزال: المكافئ = عدد الإلكترونات المتبادلة.
• في التفاعلات الترسيبية: المكافئ = الشحنة الكلية للأيون المتفاعل.

الفرق بين المولارية والنورمالية:

العلاقة بين المولارية والنورمالية:

إذا عرفت المولارية، يمكن حساب النورمالية بالعلاقة:

$$\text{N} = \text{M} \times n$$

حيث:

• $n$ هو عدد المكافئات لكل مول من المادة (يعتمد على التفاعل).

مثال:

حمض الكبريتيك $H_2SO_4$ يعطي 2 أيون H⁺ لكل مول، لذا:

• 1 مولاري منه = 2 نورمالي

$$N = 1M \times 2 = 2N$$

متى نستخدم كل منهما؟

• المولارية تُستخدم عندما نحتاج إلى معرفة عدد الجزيئات أو الأيونات المذابة بشكل عام.
• النورمالية تُستخدم في التفاعلات التي تعتمد على عدد المكافئات، مثل:
  • تعادل حمض مع قاعدة.
  • تفاعلات الأكسدة والاختزال.
  • حساب المكافئ المكافئ (equivalence point) في المعايرة.

✍️ نص السؤال:

س/ عند استعمال حمض الكبريتيك $H_2SO_4$ في تفاعلات التعادل تكون قيمة $\eta = \frac{2 \, \text{eq}}{\text{mol}}$. احسب عيارية (نورمالية) محلول هذا الحمض الذي تركيزه 0.23 mol/L.

✅ الحل:

نعلم أن العلاقة بين النورمالية (N) والمولارية (M) هي:

$$N = M \times \eta$$

حيث:

• $M = 0.23 \, \text{mol/L}$
• $\eta = 2 \, \frac{\text{eq}}{\text{mol}}$ (لأن حمض الكبريتيك يعطي 2 H⁺)

$$N = 0.23 \times 2 = 0.46 \, \text{N}$$

🟩 الإجابة:

عيارية المحلول = 0.46 N

✍️ نص السؤال:

س/ محلول من مركب مجهول يحتوي على تركيز 0.2 mol/L وعيارية 1 eq/L، فما قيمة $\eta$ للمركب؟

✅ الحل:

نعلم أن العلاقة بين العيارية (N) والمولارية (M) وعدد المكافآت (η) هي:

$$N = M \times \eta$$

بالتعويض:

$$1 = 0.2 \times \eta$$

نقسم الطرفين على 0.2:

$$\eta = \frac{1}{0.2} = 5$$

🟩 الإجابة:

قيمة $\eta$ للمركب = 5 مكافئ/مول

✍️ نص السؤال:

س/ ما الكتلة اللازمة من NaOH لتحضير محلول بحجم 500 mL من محلول تركيزه 0.2 M؟
(Na = 23, O = 16, H = 1)

✅ الحل:

أولًا: نحسب عدد المولات المطلوبة من NaOH

نعلم أن:

$$\text{Molarity (M)} = \frac{\text{mol}}{\text{L}} \Rightarrow \text{mol} = M \times V$$ $$\text{mol} = 0.2 \, \text{mol/L} \times 0.5 \, \text{L} = 0.1 \, \text{mol}$$

ثانيًا: نحسب الكتلة (g) باستخدام الكتلة المولية

• الكتلة المولية لـ NaOH = 23 (Na) + 16 (O) + 1 (H) = 40 g/mol

$$\text{الكتلة} = \text{عدد المولات} \times \text{الكتلة المولية} \Rightarrow \text{الكتلة} = 0.1 \times 40 = 4 \, \text{g}$$

🟩 الإجابة:

الكتلة اللازمة = 4 غرام من NaOH

✍️ نص السؤال:

س/ محلول من $\text{Al}_2(\text{SO}_4)_3$ عياريته 0.3 N، فما مولارية هذا المحلول؟

✅ الحل:

نعلم العلاقة بين العيارية (Normality – N) والمولارية (Molarity – M) وعدد المكافئات (η):

$$N = M \times \eta \Rightarrow M = \frac{N}{\eta}$$

أولًا: نحسب $\eta$ لمركب $\text{Al}_2(\text{SO}_4)_3$

• هذا الملح ينتج 3 شحنات موجبة من الألمنيوم (2 Al³⁺ = 6+)
• و3 شحنات سالبة من 3 SO₄²⁻ = 6−
  ↢ إذًا، عدد المكافئات = 6 eq/mol

$$\eta = 6$$

ثانيًا: نحسب المولارية:

$$M = \frac{0.3}{6} = 0.05 \, \text{mol/L}$$

🟩 الإجابة:

المولارية = 0.05 M