الامتصاصية المولية: كيفية حسابها وتمارين حلها - كيمياء - 2026

و الامتصاصية المولية هي خاصية كيميائية الذي يشير إلى الكثير من الضوء يمكن أن تمتص الأنواع في الحل. هذا المفهوم مهم جدًا في التحليل الطيفي لامتصاص إشعاع الفوتون مع الطاقات في المدى فوق البنفسجي والمرئي (Uv-vis).

نظرًا لأن الضوء يتكون من فوتونات لها طاقاتها الخاصة (أو أطوالها الموجية) ، اعتمادًا على النوع أو الخليط الذي تم تحليله ، يمكن امتصاص فوتون واحد بدرجة أكبر من الآخر ؛ أي أن الضوء يمتص عند أطوال موجية معينة مميزة للمادة.

المصدر: Dr. Console، from Wikimedia Commons

وبالتالي ، فإن قيمة الامتصاصية المولية تتناسب طرديًا مع درجة امتصاص الضوء عند طول موجي معين. إذا كان النوع يمتص القليل من الضوء الأحمر ، فإن قيمة امتصاصه ستكون منخفضة ؛ بينما إذا كان هناك امتصاص واضح للضوء الأحمر ، فإن الامتصاصية سيكون لها قيمة عالية.

الأنواع التي تمتص الضوء الأحمر سوف تعكس اللون الأخضر. إذا كان اللون الأخضر شديد الكثافة والظلام ، فهذا يعني أن هناك امتصاصًا قويًا للضوء الأحمر.

ومع ذلك ، قد تكون بعض درجات اللون الأخضر ناتجة عن انعكاسات نطاقات مختلفة من اللون الأصفر والأزرق ، والتي تختلط ويُنظر إليها على أنها فيروزي ، وزمردي ، وزجاج ، إلخ.

ما هي الامتصاصية المولية؟

تُعرف الامتصاصية المولارية أيضًا بالتعيينات التالية: الانقراض النوعي ، معامل التوهين المولي ، الامتصاص النوعي ، أو معامل بنسن ؛ حتى أنه تم تسميته بطرق أخرى ، ولهذا السبب كان مصدر ارتباك.

ولكن ما هي بالضبط الامتصاصية المولية؟ إنه ثابت محدد في التعبير الرياضي لقانون لامبر-بير ، ويشير ببساطة إلى مقدار امتصاص الأنواع الكيميائية أو الخليط للضوء. هذه المعادلة هي:

أ = εbc

حيث A هو امتصاص المحلول عند الطول الموجي المحدد λ ؛ ب هو طول الخلية التي تحتوي على العينة المراد تحليلها ، وبالتالي ، هي المسافة التي يقطعها الضوء داخل المحلول ؛ ج هو تركيز الأنواع الماصة ؛ و ε الامتصاصية المولية.

بالنظر إلى λ ، معبراً عنها بالنانومتر ، تظل قيمة ε ثابتة ؛ ولكن عند تغيير قيم λ ، أي عند قياس الامتصاصية بأضواء الطاقات الأخرى ، تتغير ε ، لتصل إما إلى القيمة الدنيا أو القصوى.

إذا كانت قيمته القصوى ، ε _max ، معروفة ، يتم تحديد λ _max في نفس الوقت ؛ أي الضوء الذي تمتصه الأنواع أكثر:

المصدر: غابرييل بوليفار

الوحدات

ما هي وحدات ε؟ للعثور عليهم ، يجب أن نعرف أن الامتصاص قيم بلا أبعاد ؛ وبالتالي ، يجب إلغاء ضرب وحدتي b و c.

يمكن التعبير عن تركيز الأنواع الممتصة إما في g / L أو mol / L ، وعادة ما يتم التعبير عن b في سم أو م (لأنه طول الخلية التي يمر شعاع الضوء من خلالها). المولارية تساوي mol / L ، لذلك يتم التعبير عن c أيضًا كـ M.

وهكذا ، بضرب وحدتي b و c ، نحصل على: M ∙ cm. ما هي الوحدات إذن التي يجب أن تجعل قيمة A بلا أبعاد؟ تلك التي تضرب M ∙ cm تعطي قيمة 1 (M ∙ cm x U = 1). بحل U ، نحصل ببساطة على M ^-1 cm ^-1 ، والذي يمكن كتابته أيضًا على النحو التالي: L ∙ mol ^-1 cm ^-1.

في الواقع ، يؤدي استخدام الوحدات M ^-1 cm ^-1 أو L mol ^-1 cm ^{-1 إلى} تسريع العمليات الحسابية لتحديد الامتصاصية المولارية. ومع ذلك ، يتم التعبير عنه أيضًا عادةً بوحدات م ² / مول أو سم ² / مول.

عند التعبير عنها في هذه الوحدات ، يجب استخدام بعض معاملات التحويل لتعديل وحدتي b و c.

كيف تحسبها؟

التخليص المباشر

يمكن حساب الامتصاصية المولارية مباشرة عن طريق حلها في المعادلة أعلاه:

ε = أ / قبل الميلاد

إذا كان تركيز الأنواع الماصة ، وطول الخلية ، والامتصاصية التي تم الحصول عليها عند طول الموجة معروفة ، يمكن حساب ε. ومع ذلك ، فإن طريقة حسابها هذه ترجع قيمة غير دقيقة وغير موثوقة.

طريقة الرسم البياني

إذا نظرت عن كثب إلى معادلة قانون لامبرت - بير ، ستلاحظ أنها تبدو مثل معادلة الخط (Y = aX + b). هذا يعني أنه إذا تم رسم قيم A على المحور Y وقيم c على المحور X ، فيجب الحصول على خط مستقيم يمر عبر الأصل (0،0). وبالتالي ، فإن A ستصبح Y ، و X ستكون c ، وستساوي b.

لذلك ، بمجرد رسم الخط ، يكفي أخذ أي نقطتين لتحديد الميل ، أي أ. بمجرد أن يتم ذلك ، ويصبح طول الخلية b معروفًا ، يصبح من السهل إيجاد قيمة ε.

على عكس التخليص المباشر ، يسمح الرسم A مقابل c باحتساب متوسط ​​قياسات الامتصاص ويقلل من الخطأ التجريبي ؛ وأيضًا ، يمكن أن تمر الخطوط اللانهائية عبر نقطة واحدة ، لذا فإن الخلوص المباشر ليس عمليًا.

وبالمثل ، يمكن أن تتسبب الأخطاء التجريبية في عدم مرور الخط عبر نقطتين أو ثلاث نقاط أو أكثر ، لذلك يتم استخدام الخط الذي تم الحصول عليه بعد تطبيق طريقة المربعات الصغرى (وظيفة مدرجة بالفعل في الآلات الحاسبة). كل هذا بافتراض خطية عالية ، وبالتالي الامتثال لقانون لامبر-بير.

تمارين محلولة

التمرين 1

من المعروف أن محلول مركب عضوي بتركيز 0.008739 M قدم امتصاصًا قدره 0.6346 ، تم قياسه عند λ = 500 نانومتر وبطول خلية 0.5 سم. احسب الامتصاصية المولارية للمركب عند هذا الطول الموجي.

من هذه البيانات ، يمكن حل directly مباشرة:

ε = 0.6346 / (0.5 سم) (0.008739 م)

145.23 م ^-1 سم ^-1

تمرين 2

تُقاس الامتصاصيات التالية بتركيزات مختلفة من المركب المعدني بطول موجة 460 نانومتر وبخلية طولها 1 سم:

أ: 0.03010 0.1033 0.1584 0.3961 0.8093

ج: 1.8 ∙ 10 ^-5 6 ∙ 10 ^-5 9.2 ∙ 10 ^-5 2.3 ∙ 10 ^-4 5.6 ∙ 10 ^-4

احسب الامتصاصية المولارية للمركب.

هناك ما مجموعه خمس نقاط. لحساب ε من الضروري رسمها بيانيًا عن طريق وضع قيم A على المحور Y والتركيزات c على المحور X. وبمجرد الانتهاء من ذلك ، يتم تحديد خط المربعات الصغرى ، ويمكننا تحديد ε بمعادلته.

في هذه الحالة ، بعد رسم النقاط ورسم الخط بمعامل تحديد R ² يساوي 0.9905 ، يكون الميل يساوي 7 ∙ 10 ^-4 ؛ أي εb = 7 ∙ 10 ^-4. لذلك ، مع ب = 1 سم ، ستكون ε 1428.57 م ^-1. سم ^-1 (1/7 ∙ 10 ^-4).

المراجع

1. ويكيبيديا. (2018). معامل التوهين المولي. تم الاسترجاع من: en.wikipedia.org
2. العلم ضرب. (2018). الامتصاصية المولية. تم الاسترجاع من: sciencestruck.com
3. التحليل اللوني: (قانون بيير أو التحليل الطيفي). تم الاسترجاع من: chem.ucla.edu
4. كيرنر ن. (بدون تاريخ). التجربة الثانية - لون المحلول والامتصاص وقانون بير. تم الاسترجاع من: umich.edu
5. Day ، R. ، & Underwood ، A. كيمياء تحليلية كمية (الطبعة الخامسة). بيرسون برنتيس هول ، ص -472.
6. ^ غونزاليس م. (17 نوفمبر 2010). الامتصاصية تم الاسترجاع من: quimica.laguia2000.com