ما هي العيارية؟

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.

تعتبر العيارية في الكيمياء أحد التعبيرات لقياس تركيز محلول كيميائي، ويشار إليه أحيانًا على أنّه التّركيز المكافئ للمحلول، وهو مفيد بشكل أساسيّ كمقياس للأنواع والأصناف الّتي تحدث فيها التفاعليّة في المحلول، وبالتّالي يمكننا استخدام هذا القياس أثناء تفاعلات المعايرة.

وفقًا للتّعريف القياسيّ، قد نصفه على أنّه عدد غرامات مكافئات المول من المحلول المذاب الموجودة في حجم لتر واحد من المحلول، وعندما نقول متكافئ، يكون عدد مولات الوحدات التفاعلية في مركب واحد متساويًا.

بالنسبة لمعظم أغراض المعايرة، تعتبر الموليّة هي وحدة التّركيز المفضّلة، وإذا كانت درجة حرارة التجربة ستتغير، فإن الموليّة تكون أكثر فائدة، حينها تصبح المعياريّة مفيدة أكثر أثناء حسابات المعايرة.

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.

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

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.

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

يمكن تحديد الوزن المكافئ بالجرام بكمية الأيونات المتفاعلة، والوزن المعادل بالجرام ليس مقدارًا ثابتًا لذا فإنّه قد يخلق ارتباكًا وبالتّالي قد يؤدّي إلى استخدام قيم تركيز أخرى، لذا عادة ما تكون المعياريّة مفيدة في التّفاعلات الحمضيّة القاعديّة.

نستخدم الرمز N للدّلالة على المعياريّة، ويتمّ التعبير عن بعض الوحدات الأخرى من المعيارية أيضًا على أنّها مكافئ لكلّ لتر، وهذه الأخيرة مفيدة في التّقارير الطبيّة، فالمعايرة هي عملية الإضافة التدريجيّة لمحلول ذي تركيز وحجم معروفين بمحلول آخر بتركيز غير معروف، للوصول إلى معرفته، ويتمّ ذلك حين يقترب رد الفعل من تحييده.

تعبر المعياريّة عن التّركيز من حيث مكافئات نوع كيميائي يتفاعل بطريقة متكافئة مع أنواع كيميائية أخرى. لاحظ أن هذا التعريف يجعل دالة مكافئة، وبالتالي طبيعية، للتفاعل الكيميائي. على الرغم من أن محلول H2SO4 له موليّة واحدة، إلا أن طبيعته تعتمد على رد فعلها.

نحدّد عدد المعادلات n باستخدام وحدة التفاعل، وهي جزء من الأنواع الكيميائيّة المشاركة في التّفاعل الكيميائيّ، في تفاعل التّرسيب -على سبيل المثال- تكون وحدة التفاعل هي شحنة الكاتيون أو الأنيون المشارك في التفاعل، وهكذا.

أمّا في تفاعل الحمض القاعديّ، تكون وحدة التّفاعل هي عدد أيونات H+ التي يتبرّع بها الحمض أو تقبلها القاعدة، أمّا بالنسبة لتفاعل معقّد، فإن وحدة التفاعل هي عدد أزواج الإلكترونات التي يقبلها المعدن أو التي يتبرع بها الرابط، وأخيرًا، في تفاعل الأكسدة والاختزال، وتكون وحدة التّفاعل هي عدد الإلكترونات التي يطلقها عامل الاختزال أو التي يقبلها العامل المؤكسد، ومن الواضح أن تحديد عدد المكافئات للأنواع الكيميائيّة يتطلّب فهمًا لكيفيّة تفاعلها.

يتم حساب المعادلات المولية لحمض أو قاعدة عن طريق تحديد عدد أيونات H + أو OH لكل جزيء: N = n × M (حيث n عدد صحيح)

بالنسبة للمحلول الحمضي، n هو عدد أيونات H + المقدمة بواسطة وحدة صيغة الحمض.

مثال: محلول 3 M H2SO4 هو نفسه محلول 6 N H2SO4.

بالنسبة للحل الأساسي، n هو عدد أيونات OH التي توفرها وحدة صيغة القاعدة.

مثال: حل 1 M Ca (OH) 2 هو نفسه محلول 2 N Ca (OH) 2.

ملاحظة: المعيارية للحل لا تقل أبدًا عن موليّتها!

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.

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

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