التعريفات الثلاثة
- المولارية (M): مولات المذاب لكل لتر من المحلول.
- المولالية (m أو mol/kg): مولات المذاب لكل كيلوغرام من المذيب.
- العيارية (N): مكافئات المذاب لكل لتر من المحلول، أي المولارية × المكافئات لكل مول.
مثال محلول
أذب 4.9 g من حمض الكبريتيك، H2SO4 (98.08 g/mol)، أي 0.050 mol.
- مكمَّلًا إلى 500 mL من المحلول: 0.050 ÷ 0.500 L = 0.10 M.
- يعطي حمض الكبريتيك 2 H+ لكل جزيء، فالمحلول نفسه 0.10 × 2 = 0.20 N.
- وإن أُذيب بدلًا من ذلك في 500 g من الماء: 0.050 ÷ 0.500 kg = 0.10 mol/kg.
متى تستخدم كلًا منها
المولارية وحدة المختبر اليومية: تكمل دورقًا حجميًا وتسحب أحجامًا بالماصة. عيبها أن الحجم يتغير مع درجة الحرارة، وكذلك المولارية.
المولالية تستخدم الكتل، التي لا تتغير مع درجة الحرارة. إنها وحدة الخواص الجامعة، مثل انخفاض نقطة التجمد وارتفاع نقطة الغليان، والعمل عبر مدى من درجات الحرارة. في المحاليل المائية المخففة، تكاد المولارية والمولالية تتساويان، لأن لتر المحلول يحتوي نحو كيلوغرام من الماء.
العيارية تعتمد على التفاعل، لذلك لم تعد IUPAC توصي بها، لكنها لا تزال شائعة في المعايرات. المكافئ هو الكمية التي تعطي أو تستقبل مولًا واحدًا من H+ (أو من OH−، أو من الإلكترونات في تفاعل أكسدة واختزال): HCl وNaOH لهما 1 لكل مول، وH2SO4 2، وH3PO4 حتى 3.
التراكيز المئوية
المحاليل المئوية طريقة رابعة شائعة للتعبير عن التركيز: % w/v غرامات لكل 100 mL من المحلول، و% v/v مليلترات لكل 100 mL، و% w/w غرامات لكل 100 g.
الحاسبات
تحسب حاسبة المولالية والعيارية كلتيهما من صيغة وكتل. وتحل حاسبة المولارية الكتلة أو الحجم أو المولارية، وتتعامل حاسبة المحاليل المئوية مع w/v وv/v وw/w.