ما هي العيارية (النورمالية)؟
العيارية (ويُرمز لها بالحرف N) هي مقياس للتركيز يساوي عدد المكافئات الجرامية من المذاب الذائبة في كل لتر من المحلول. وعلى عكس المولارية التي تعتمد على عدد المولات، فإن العيارية تأخذ في الحسبان المكافئات الفعّالة للمادة، وهو ما يجعلها مفيدة بصفة خاصة في معايرات الحمض والقاعدة، وتفاعلات الأكسدة والاختزال، وتفاعلات الترسيب، حيث تكون قدرة المادة على التفاعل أهم من مجرد عدد مولاتها.
كيفية استخدام الحاسبة
أدخل ثلاث قيم: كتلة المذاب بالجرام، والوزن المكافئ للمذاب بوحدة جرام لكل مكافئ، وحجم المحلول الكلي باللتر. تقوم الحاسبة أولًا بإيجاد عدد المكافئات الجرامية (الكتلة ÷ الوزن المكافئ)، ثم تقسمه على الحجم لتحصل على العيارية بوحدة N.
شرح القانون
العلاقة الأساسية هي:
$$N = \dfrac{\text{الكتلة} / \text{الوزن المكافئ}}{\text{الحجم}}$$
الوزن المكافئ يساوي الكتلة المولية مقسومة على عامل التكافؤ للمادة (أي عدد أيونات الهيدروجين H⁺ أو الهيدروكسيد OH⁻ المتبادلة، أو عدد الإلكترونات المنتقلة). فعلى سبيل المثال، حمض الكبريتيك (H₂SO₄) كتلته المولية نحو 98 جم/مول ويُطلق أيوني هيدروجين، ومن ثَمَّ يكون وزنه المكافئ 49 جم/مكافئ.
مثال محلول
لنفترض أنك أذبت 40 جم من هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) في الماء لتحضير لتر واحد من المحلول. الوزن المكافئ لـ NaOH هو 40 جم/مكافئ. إذًا عدد المكافئات الجرامية = \(40 \div 40 = 1\) مكافئ. وتكون العيارية = \(1 \div 1 = \) 1 N.
الأسئلة الشائعة
ما الفرق بين العيارية والمولارية؟ المولارية تقيس عدد المولات في كل لتر، أما العيارية فتقيس عدد المكافئات في كل لتر. وترتبطان بالعلاقة: العيارية = المولارية × عامل التكافؤ. وبالنسبة للمواد التي يكون عامل تكافؤها يساوي 1 (مثل NaOH أو HCl)، تتساوى العيارية مع المولارية.
ما هو الوزن المكافئ؟ هو الكتلة المولية مقسومة على عدد الوحدات الفعّالة (H⁺ أو OH⁻ أو الإلكترونات). فبالنسبة لهيدروكسيد الكالسيوم Ca(OH)₂ (الكتلة المولية ≈ 74 جم/مول، ويحتوي على أيوني OH⁻)، يكون الوزن المكافئ 37 جم/مكافئ.
هل تتغير العيارية باختلاف التفاعل؟ نعم. لأنها تعتمد على عامل التكافؤ، فقد يكون للمحلول نفسه قيم عيارية مختلفة في تفاعلات مختلفة، وخصوصًا في تفاعلات الأكسدة والاختزال.
