عيارية

عيارية في الكيمياء (بالإنجليزية : normality) هو تعبير عن تركيز محلول ويعرف بكونه مقسوم تركيز مولي على معامل تكافؤي $f_{eq}$. يقل استخدام هذه الوحدة في حالات خاصة ، وتخضع لانتقاد كبير. ففي العادة في الكيمياء نعتمد على التركيز المولي وليس العيارية لدراسة سير التفاعل الكيميائي.

تعريف العيارية إذن:

$normality={\frac {c_{i}}{f_{eq}}}$

الوحدة

يستخدم الرمز "N" للتعبير عن عيارية محلول ومعناها مول/لتر "mol/L". كما يستخدم التعبير المعادل Eq/L أحيانا ، ويستخدم ذلك في بعض التعبيرات الطبية " mEq/L" (وتعادل 0.001 N).

استخدام الوحدة

يندر استخدام تلك الوحدة بين الكيميائيين ، وانقصر استخدامها مؤخرا على بعض الحالات ، مثلا في الطب للتعود على استخدامها. فعلى سبيل المثال :

• نحتاج أحيانا معرفة تركيز أيونات الهيدروجين في محلول (H⁺) ، فيكون $1/f_{eq}$ عددا صحيحا. فكل محلول يمكن أن ينتج عددا واحدا أو أكثر من نوع معين من الأيونات ، مثلما في حالة تركيزي البروتونات (H⁺) أو أيونات الهيدروكسيد (OH^-) في محلول.

• في تفاعلات أكسدة-اختزال ، فيعطينا المعامل المكافيئ عدد الإلكترونات التي تقوم بالأكسدة أو الاختزال التي يعطيها كل جزيئ من مادة الاختزال. عندئذ يمكن أن يكون $1/f_{eq}$ عددا غير صحيحا.

• في تفاعلات الترسيب ، حيث يعطي المعامل التكافئي عدد الأيونات التي تقوم بالترسيب في التفاعل. وهنا نجد $1/f_{eq}$ عددا صحيحا.

كما نري ، يختلف تعريف $1/f_{eq}$ باختلاف الحالة التي نقوم بدراستها ، وسنعطي أسفله بعض الأمثلة.

أمثلة

1) قد تستخدم العيارية في تحليل المحاليل الحمضية القلوية. فعلى سبيل المثال ينشق جزيئ حمض الكبريتيك في الماء (H₂SO₄) ويعطي أيونات H⁺. فإذا احتجنا إلى 1 مول من H⁺, نحتاج إلى 5و0 مول من حمض الكبريتيك. فيكون العامل التكافؤي 5و0 :

$f_{eq}$(H₂SO₄) = 0.5

فإذا كان تركيز حمض الكبريتيك c(H₂SO₄) = 1 mol/L, إذن تكون عياريته في تلك الحالة 2 N. وننطقها بالإنجليزية : "2 normal".

2) بالمثل ، بالنسبة إلى محلول ذو تركيز

c(H₃PO₄) = 1 mol/L

تكون عياريته 3 N لأن حمض الفوسفوريك يحتوي على 3 من ذرات الهيدروجين H.

اقرأ أيضا

• فاعلية كيميائية
• تكافؤ
• تفاعل كيميائي