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 احيانا معرفة تركيز أيونات الهيدروجين في محلول (H⁺) ، فيكون $1/f_{eq}$ عددا صحيحا . فكل محلول يمكن أن ينتج عددا واحدا او 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 ايضا

• فعالية
• تكافؤ
• تفاعل كيميائي

Normality (chemistry)]]