المحتوى هنا ينقصه الاستشهاد بمصادر، أي معلومات غير موثقة يمكن التشكيك بها وإزالتها.

عيارية

من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
اذهب إلى: تصفح، ‏ ابحث
Question book-new.svg
المحتوى هنا ينقصه الاستشهاد بمصادر. يرجى إيراد مصادر موثوق بها. أي معلومات غير موثقة يمكن التشكيك بها وإزالتها. (مارس 2016)

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