تعرف العيارية على أنها قياس للتركيز والمساوي للوزن المكافئ بالغرام في الليتر الواحد من المحلول. وبدوره يعرف هذا الوزن على أنه قياس للسعة التفاعلية للذرة، ويحدد دور العنصر المذاب في التفاعل عيارية المحلول. وتعرف أيضًا العيارية على أنها تركيز المحلول.

تعطى العيارية والتي يرمز لها بـ N بالمعادلة التالية:

N = ci / feq

حيث:

  • N: العيارية
  •  ci : التركيز المولي 
  • feq: عامل التكافؤ 

كذلك تعطى بمعادلة ثانية شائعة بتقسيم الوزن بالغرام على حجم المحلول بالليتر، كما يلي:

N= g/L

حيث:

  • g: الوزن بالغرام
  • L: الحجم بالليتر

أو من الممكن القول بأنها المولارية مضروبة بالتكافؤ.

واحدة قياس العيارية: 

تعطى واحدة قياس العيارية بالرمز N، وكذلك يمكن التعبير عنها بالواحدة eq/L أو meq/L.

بعض الحقائق عن العيارية: 

  • يجب أن يعرف عامل التكافؤ المذكور في المعادلة الأولى مسبقًا من أجل تحديد التركيز.
  • تعتبر العيارية المعيار الوحيد المعتمد على التفاعل الكيميائي المدروس.
  • لا تعد العيارية المعيار الأشهر لقياس التركيز، وكذلك لا تستخدم مع جميع المحاليل الكيميائية. وعادة نستخدمها مع التفاعلات الحمضية، وتفاعلات الأكسدة، أو تفاعلات الترسيب حيث:
    • تستخدم العيارية في التفاعلات الحمضية من أجل التعبير عن تركيز كل من: (H3O+) / (OH). 
    • تحدد العيارية في تفاعلات الترسيب عدد الأيونات التي ستترسب.
    • تشير في تفاعلات الأكسدة إلى عدد الإلكترونات التي تمنحها او تستقبلها المادة المؤكسدة أو المادة المرجعة.

فمن أسباب عدم استخدامها مع جميع المحاليل عامل التكافؤ المحدد مسبقًا، وتغير قيمتها تبعًا للتفاعل الكيميائي.

أمثلة عن العيارية: 

ما هي العيارية

  • إيجاد العيارية لـ 0.321g من كربونات الصوديوم في 250ml من المحلول. ولحل هذه المسألة يجب معرفة صيغة كربونات الصوديوم، وهنا لدينا أيوني صوديوم مقابل أيون كربونات وبالتالي يصبح لدينا:

N = 0.321 g Na2CO3 x (1 mol/105.99 g) x (2 eq/1 mol)
N = 0.1886 eq/0.2500 L
N = 0.0755 N

  • عيارية 36.5 غرام من حمض HCL هي 1N لمحلول الحمض.

العلاقة بين العيارية والمولارية: 

إن كلًا من العيارية والمولارية معايير مهمة في التفاعلات الكيميائية، وعلى اعتبار أن العيارية واحدة قياس تركيز، والمولارية معرفة على أنها عدد المولات في ليتر واحد من المحلول أو ما يعرف بـ (التركيز المولي) والمستخدمة في حساب الـph للمحلول، فيوجد علاقة بينهما كما يلي:

تتضمن العيارية المولارية، بينما تعد المولارية الخطوة الأولى في حساب الحجم أو التركيز الكلي في المحلول. وتستخدم العيارية في الحسابات المعقدة وبشكل أساسي في توضيح علاقة واحد-إلى-واحد بين الأسس والأحماض، وتعطى كما يلي:

Normality = [Molarity × Molar mass] × [Equivalent mass]-1

ففي هذه الحالة يجب معرفة القاعدية، ويمكن ذلك من خلال معرفة عدد أيونات +H في ذرة الحمض، وتوضح المعادلة التالية كيفية إيجاد العيارية باستخدام المولارية والقاعدية:

Normality = Molarity × Basicity

وكذلك يمكن حساب العيارية باستخدام المولارية والحمضية (ولمعرفة الحمضية يكفي معرفة عدد أيونات -OH في ذرة الحمض) كما يلي:

Normality = Molarity × Acidity

ويمكن تحويل المولارية لعيارية من خلال تطبيق العلاقة التالية:

N = M × number of equivalents

أكمل القراءة

يقوم الكيميائيون التحليليون بمهمة فصل وتحديد وقياس مجموعة متنوعة من المركبات الكيميائية في مجموعة كبيرة من المواد. والعيارية هي من أهم المفاهيم التي يستخدمها الكيميائييون للتعبير عن التركيز الطبيعي للمواد المذابة في محلول معين، وتساعدهم على الكشف عن كميات كل عنصر موجود في المواد المتنوعة، وهي أيضًا المعادل الجرامي لكتلة كل مادة موجودة في محلول معين.

العيارية أو التركيز الطبيعي هي الوزن المكافئ للجرام المذاب في كل لتر واحد من الماء، ويطلق عليه أيضًا اسم التركيز المكافئ، العيارية هي التركيز المولي لمادة معينة مقسومًا على عامل التكافؤ، ويتم استخدامها عندما يكون استخدام المولارية أمرًا مربكًا، ويتم التعبير عنها بالرمز N أو L.

الوزن المكافئ للجرام أو ما يعادله هو المقياس للقدرة التفاعلية لأنواع كيميائية معينة ( أيون أو جزيء وغيرها…)، ويتم تحديد القيمة المكافئة باستخدام الوزن الجزيئي والتكافؤ للأنواع المختلفة، والعيارية هي وحدة التركيز الوحيدة التي تعتمد على التفاعل.

ومن الأمثلة على عيارية بعض المواد:

  • مثال 1: يحتوي محلول الملح على نسبة 9% تركيز طبيعي فيما يتعلق بمعظم سوائل الجسم البشري.
  • مثال 2: حمض الكبريتيك (H2SO4 ) في 1 متر تركيزه الطبيعي (2N) في التفاعلات الحمضية القاعدية، لأن كل مول من حامض الكبريتيك يحتوي 2 مول من أيونات (H+).
  • مثال 3: مول واحد من حمض الكبريتيك (H2SO4 )  يحتوي على مولين من أيونات الهيدروجين (H+ ).
  • مثال 4: مول واحد من قاعدة هيدروكسيد الصوديوم (NaOH ) يحتوي مول واحد من أيونات الهيدروكسيد (OH- ).
  • مثال 5: مول واحد من هيدروكسيد الكالسيوم (Ca(OH)2 ) يحتوي على مولين من أيونات الهيدروكسيد.

أما عن علاقة العيارية (N) بالمولارية (M):

(_N= M * n (H+.OH- .e

حيث n تعبر عن عدد المولات من وحدات أيونات الهيدروجين(+H) أو الهيدروكسيد ( OH-) أو عدد الإلكترونات المشاركة في تفاعلات الأكسدة والإختزال.

يرتبط الوزن المكافئ بالطبيعة الكيميائية للحامض أو القاعدة، ويتم حسابه بقسمة الوزن الجزيئي للحمض أو القاعدة على عدد المكافئات لكل مول في ذلك الحمض أو القاعدة.

بالنسبة للأحماض فإن عدد المكافئات لكل مول هو عدد مولات أيونات الهيدروجين( +H) والتي تساهم في تفاعل كل مول من الحمض، أما بالنسبة للقواعد فإن عدد المكافئات لكل مول هو عدد أيونات الهيدروكسيد (− OH) والتي ساهمت في تفاعل كل مول من القاعدة.

وبالتالي فإن معرفة الطبيعة الكيميائية للحمض أو القاعدة المشاركة في التفاعلات الكيميائية ضرورية لتحديد الوزن المكافئ للحمض أو القاعدة.

أصبح استخدام العيارية بين الكيميائيين أمر قليل جدًا، لكنها لا زالت تستخدم في الأوساط الطبية فمثلًا:

  • نحتاج أحيانًا معرفة تركيز الأيونات في محلول الهيدروجين ( H+)، فكل محلول يمكن أن ينتج عددًا واحدًا أو أكثر من نوع محدد من الأيونات.
  • أيضًا يستخدم في تفاعلات الأكسدة والاختزال، حيث يعطينا المعامل المكافئ عدد الإلكترونات التي تقوم بالأكسدة أو الاختزال التي يعطيها كل جزيء من مادة الاختزال.
  • في تفاعلات الترسيب حيث يعطي معامل التكافؤ عدد الأيونات التي تقوم بالترسيب في التفاعل.

أكمل القراءة

هل لديك إجابة على "ما هي العيارية"؟