عيارية

عيارية في الكيمياء 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 مكافئ/لتر ,ويرمز لها Eq/L أحيانا، ويستخدم ذلك في بعض التعبيرات الطبية "mEq/L"، حيث تشير m إلى ميلّي، وتعادل واحد بالألف (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 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 0.5 :

$f_{eq}$(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