التركيز المكافئ

في الكيمياء ، يُعرف التركيز المكافئ أو العيارية ( N ) بأنه عدد مكافئات المذاب (eq) لكل لتر من المحلول (L). ^{[ 1 ]}$${\displaystyle N={\frac {eq}{L}}}$$على عكس المولارية ، تستخدم العيارية مفهوم التكافؤ . يمكن تحويل المولارية إلى عيارية عن طريق ضرب التركيز المولي في عامل التكافؤ أو عامل n ( f _eq ). ^{[ 1 ]}$${\displaystyle N=M*{f_{\rm {eq}}}}$$

تُعرَّف العيارية بأنها عدد مكافئات الغرام أو المول من المذاب الموجودة في لتر واحد من المحلول . وحدة العيارية في النظام الدولي للوحدات هي مكافئات لكل لتر (مكافئ/لتر).

$${\displaystyle N={\frac {m_{\rm {sol}}}{EW_{\rm {sol}}\times V_{\rm {soln}}}}}$$ حيث N هي العيارية، و m _sol هي كتلة المذاب بالجرام، و EW _sol هي الوزن المكافئ للمذاب، و V _soln هو حجم المحلول بأكمله باللترات.

هناك ثلاثة أنواع شائعة من التفاعلات الكيميائية حيث تُستخدم العيارية كمقياس للأنواع المتفاعلة في المحلول:

• في كيمياء الأحماض والقواعد ، يُستخدم مصطلح _{"العيارية" للتعبير عن تركيز أيونات الهيدرونيوم (H₃O⁺) أو أيونات الهيدروكسيد (OH⁻) في المحلول. هنا، 1/feq} ^قيمة عددية صحيحة . _يمكن لكل ^مذاب أن ينتج مكافئًا واحدًا أو أكثر من الأنواع المتفاعلة عند ذوبانه.
• في تفاعلات الأكسدة والاختزال ، يصف عامل التكافؤ عدد الإلكترونات التي يمكن لعامل مؤكسد أو مختزل أن يستقبلها أو يمنحها. هنا، يمكن أن تكون قيمة 1 / f eq كسرية ₍ غير صحيحة).
• في تفاعلات الترسيب ، يقيس عامل التكافؤ عدد الأيونات التي ستترسب في تفاعل معين. هنا، 1 / f eq _قيمة عددية صحيحة.

يرتبط التركيز الطبيعي للمحلول الأيوني أيضًا بالتوصيل الكهربائي (التحليلي) من خلال استخدام التوصيل الكهربائي المكافئ.

يمكن استخدام العيارية في معايرات الأحماض والقواعد . على سبيل المثال، حمض الكبريتيك (H₂SO₄ ) _هو حمض ثنائي البروتون . بما أن 0.5 مول فقط من _H₂SO₄ تكفي لمعادلة 1 مول من أيونات الهيدروكسيد (OH⁻ ₎ ، ^فإن _عامل التكافؤ هو:  

f _eq (H ₂ SO ₄ ) = 0.5

إذا كان تركيز محلول حمض الكبريتيك هو c (H ₂ SO ₄ ) = 1  مول/لتر، فإن عياريته هي 2  N. ويمكن تسميته أيضًا محلول "2 عياري".

وبالمثل، بالنسبة لمحلول يحتوي على c (H ₃ PO ₄ ) = 1  مول/لتر، فإن العيارية هي 3 N لأن حمض الفوسفوريك يحتوي على 3 ذرات هيدروجين حمضية.

تعتمد عيارية المحلول على معامل التكافؤ f_{_eq} لتفاعل معين، مما يُثير مصدرين محتملين للغموض : أولهما، أن f _{_eq} يعتمد على نوع التفاعل، وثانيهما، نوع المادة الكيميائية المُشاركة في التفاعل (مثل: الأحماض/القواعد، أو تفاعلات الأكسدة والاختزال، أو الأملاح المُترسبة، أو النظائر المُتبادلة، إلخ). بمعنى آخر، قد يمتلك المحلول نفسه عياريات مختلفة لتفاعلات مختلفة، أو حتى لنفس التفاعل في سياق مختلف.

ولتجنب الغموض، فإن الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية [ ^{2 ] والمعهد} الوطني للمعايير والتكنولوجيا ^{[ 3 ]} يثبطان استخدام مصطلحي "الوضع الطبيعي" و"الحل الطبيعي".

• المكافئ (الكيمياء)
• المحلول الملحي العادي هو محلول من كلوريد الصوديوم، ولكنه ليس محلولاً عادياً. تبلغ عياريته حوالي 0.154  عيارية.

• الكيمياء التحليلية 2.1، بقلم ديفيد هارفي (كتاب نصي مفتوح المصدر) | الفصل 16.1: المعيارية
• المعيارية: التعريف، الصيغة، المعادلات، النوع، المثال . ^{[ 1 ]}