عيارية

من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
اذهب إلى التنقل اذهب إلى البحث

عيارية في الكيمياء هو تعبير عن تركيز محلول ويعرف بكونه مقسوم تركيز مولي على معامل تكافؤي .[1] 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:

الوحدة[عدل]

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[عدل]

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 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 عددا غير صحيحا.
  • في تفاعلات الترسيب ، حيث يعطي المعامل التكافئي عدد الأيونات التي تقوم بالترسيب في التفاعل. وهنا نجد عددا صحيحا.

كما نري، يختلف تعريف باختلاف الحالة التي نقوم بدراستها، وسنعطي أسفله بعض الأمثلة.

أمثلة[عدل]

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 :

(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[عدل]

مراجع[عدل]

  1. ^ "6.3 The use of the equivalence concept" (PDF). مؤرشف من الأصل (PDF) في 26 يوليو 2011. الوسيط |CitationClass= تم تجاهله (مساعدة)