تشمل هذه المقالة على تعريف المعايرة في الكيمياء، أنواع المعايرات الرئيسية الأربعة مع أمثلة لكل منها.
مصطلحات مهمة في المعايرة
المعايرة: هي تقنية يتم فيها استخدام محلول معروف التركيز لتحديد تركيز محلول غير معروف. عادة، تتم إضافة المعاير (محلول معلوم التركيز) من السحاحة إلى كمية معروفة من الحليلة (محلول مجهول التركيز) حتى يكتمل التفاعل. ويمكن استخدام الكاشف للتعرف على نقطة النهاية. كما يستخدم الرقم الهيدروجيني لمعرفة نقطة التكافؤ بدقة من خلال منحنى المعايرة.
المعاير: هو محلول معلوم التركيز والحجم؛ أو بالأحرى يتم التعرف على حجمه تلقائيا أثناء المعايرة، ويساوي الحجم المستهلك أثناء المعايرة. ويكون دائما في السحاحة. ويستخدم لمعرفة تركيز الحليلة.
الحليلة: هي محلول معلوم الحجم ومجهول التركيز؛ وهو المحلول المراد تقديره. ويكون دائما في الدورق أو الكأس.
نقطة التكافؤ: هي النقطة التي تتساوى فيها تركيز أيونات المعاير مع تركيز أيونات الحليلة. ففي معايرات التعادل؛ فهي النقطة التي تتساوى فيها أيونات الهيدروكسيل مع أيونات الهيدروجين في المحلول. أي نقطة التعادل.
نقطة النهاية: هي النقطة التي يتغير عندها لون الكاشف. ويجب عدم الخلط بينها وبين نقطة التكافؤ؛ وغالبا ما نصل إليها بعد التكافؤ بقطرة أو قطرتين من محلول المعاير.
الكاشف: ويسمى أيضا الدليل؛ ويستخدم في معايرات التعادل بين الحمض والقاعدة. وهو عبارة عن حمض أو قاعدة ضعيفة يتغير لونها عندما يصل المحلول إلى نقطة التكافؤ.
أنواع المعايرة
- معايرة الحمض مع القاعدة
- معايرات الأكسدة والاختزال
- معايرات الترسيب
- معايرات تكوين المعقدات
معايرة الحمض مع القاعدة
يسمى أيضا معايرات التعادل، يمكن تحديد قوة الحمض باستخدام المحلول القياسي للقاعدة. وتسمى هذه العملية قياس الحموضة. وبنفس الطريقة، يمكن العثور على قوة القاعدة بمساعدة المحلول القياسي للحمض، والذي يعرف باسم قياس القاعدية. تشتمل كلتا عمليتي المعايرة على تفاعل تعادل المادة القلوية.
ما هي معايرة الحمض والقاعدة؟
إنها طريقة تحليل كمي لتحديد تركيز الحمض أو القاعدة عن طريق تعادلهما بدقة باستخدام محلول قياسي إما حمض أو قاعدة ذات تركيز معروف. ويتم مراقبته بمساعدة مؤشر الرقم الهيدروجيني لمعرفة تقدم التفاعل الحمضي القاعدي.
حمض + قاعدة ← ملح + ماء
تعتمد معايرة الحمض مع القاعدة على التفاعل الذي يتم فيه التعادل بين قاعدة أو حمض في المحلول. في هذا النوع، يتم خلط الكاشف مع محلول العينة حتى يصل إلى مستوى الرقم الهيدروجيني المطلوب. يعتمد هذا النوع من المعايرة بشكل كبير على مسار التغير في الرقم الهيدروجيني أو مقياس الرقم الهيدروجيني.
معايرات الأكسدة والاختزال
تُعرف معايرات الأكسدة والاختزال أيضًا باسم تفاعلات الأكسدة والاختزال. في هذا النوع من المعايرة، يحدث التفاعل الكيميائي من خلال انتقال الإلكترونات في الأيونات المتفاعلة في المحاليل المائية. تتم تسمية المعايرة على اسم الكاشف المستخدم فيها كما يلي؛
- معايرة البرمنجنات
- معايرة ثنائي كرومات
- المعايرة اليوديمترية واليودومترية
معايرة البرمنجنات: في هذه المعايرة، يتم استخدام برمنجنات البوتاسيوم كعامل مؤكسد. يتم اختزاله باستخدام حامض الكبريتيك المخفف. هنا المعادلة.
\[\ce{2KMnO4 + 3H2SO4 → K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O + 5[O]}\]
أو \[\ce{MnO4^{–} + 8H+ + 5e– → Mn^{2+} + 4H2O}\]
علاوة على ذلك، يظل المحلول عديم اللون قبل نقطة النهاية. يتم استخدام برمنجنات البوتاسيوم لتقدير حمض الأكساليك، وأملاح الحديدوز، وبيروكسيد الهيدروجين، والأكسالات وأكثر من ذلك. بينما يتم دائمًا تحديد تركيز محلول برمنجنات البوتاسيوم قبل استخدامه.
معايرة ثنائي الكرومات: هذه هي عمليات المعايرة التي يتم فيها استخدام ثنائي كرومات البوتاسيوم كعامل مؤكسد في وسط حمضي. يتم الحفاظ على حموضة الوسط باستخدام حمض الكبريتيك المخفف أيضا. المعادلة المحتملة لهذا التفاعل هي:
\[\ce{K2Cr2O7 + 4H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4H2O + 3[O]}\]
أو \[\ce{Cr2O7^{2–} + 14H+ + 6e- → 2 Cr^{3+} + 7H2O}\]
يمكن استخدام محلول ثاني كرومات البوتاسيوم مباشرة في المعايرة. يتم استخدامه بشكل رئيسي لتقدير أملاح الحديدوز واليوديدات.
المعايرة اليوديمترية واليودومترية (الطرق المباشرة وغير المباشرة): اختزال اليود الحر إلى أيونات اليوديد وتحدث أكسدة أيونات اليوديد لتكوين اليود الحر خلال هذه المعايرات.
\(\ce{l2 + 2e– → 2l^{–}}\) ……………. (اختزال)
\(\ce{2I^{–} → I2 + 2e–}\) ............... (أكسدة)
هنا يتم استخدام المحلول ككاشف. يُستخدم اليود الحر في المعايرة اليودومترية، بينما في المعايرة اليودومترية يُستخدم عامل أكسدة للتفاعل لتحرير اليود الحر.
اقرأ أيضا: خطوات إجراء المعايرة بالتحليل الحجمي: دليل شامل
معايرات الترسيب
تعتمد المعايرة على تكوين راسب غير قابل للذوبان عندما تتلامس المادتان المتفاعلتان، وهو ما يسمى معايرة الترسيب. على سبيل المثال، عند استخدام محلول نترات الفضة مع محلول ثيوسيانات الأمونيوم أو كلوريد الصوديوم، فإنه يتفاعل ويشكل راسبًا أبيض من ثيوسيانات الفضة أو كلوريد الفضة.
\[\ce{AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3}\]
\[\ce{AgNO3 + NH4CNS → AgCNS + NH4NO3}\]
معايرات تكوين المعقدات
معايرات تكوين المعقدات وتسمى أيضأ معايرات الاديتا أو التعقيد، يتم فيها تكوين مركب غير منفصل عند نقطة التكافؤ. وهي أكبر من معايرات الترسيب، ولن يكون هناك خطأ بسبب الترسيب المشترك.
\[\ce{Hg^{2+} + 2SCN^{–} → Hg(SCN)2}\]
\[\ce{Ag+ + 2CN^{–} → [Ag(CN)2]^{–}}\]
يعد حمض الإيثيلين ثنائي أمين رباعي الأسيتيك (EDTA) كاشفًا مهمًا يشكل مجمعات مع المعادن.
___________