عيارية

(H2SO4) = 0.5

إضافةً إلى ذلك، 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

أمثلة

في هذا الإطار، 1) قد تستعمل العيارية في تحليل المحاليل الحمضية القلوية. فمثلًا 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 :

استخدام الوحدة

إضافةً إلى ذلك، 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.

من جانب آخر، يندر استخدام تلك الوحدة بين الكيميائيين، وانقصر استخدامها مؤخرا على بعض الحالات، مثلا في الطب للتعود على استخدامها. فمثلًا :

من جانب آخر، في تفاعلات الترسيب ، حيث يعطي المعامل التكافئي عدد الأيونات التي تقوم بالترسيب في التفاعل. وهنا نجد عددا صحيحا.

ومن ناحية أخرى، كما نري، يختلف تعريف باختلاف الحالة التي نقوم بدراستها، وسنعطي بعض الأمثلة.

من جهة ثانية، 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.

c(H3PO4) = 1 mol/L

• تكون عياريته 3 N لأن حمض الفوسفوريك يحتوي على 3 من ذرات الهيدروجين H.
• اقرأ كذلك
• فاعلية كيميائية
• تكافؤ
• تفاعل كيميائي

الوحدة

وفي السياق ذاته، يستعمل الرمز "N" للتعبير عن عيارية محلول ومعناها مكافئ/لتر ,ويرمز لها Eq/L أحيانا، ويستعمل ذلك في بعض التعبيرات الطبية "mEq/L"، حيث تشير m إلى ميلّي، وتعادل واحد بالألف (0.001 N).