أهداف الدرس

1. • أن يشرح الطالب مبدأ المعايرة الحجمية.
2. • أن يحسب تركيز محلول مجهول باستخدام نتائج المعايرة.
3. • أن يفرق بين التحليل الوزني والتحليل الحجمي.

التحليل الوزني

• يعتمد على ترسيب المكون المطلوب في صورة مركب نقي غير ذائب، ثم ترشيحه وتجفيفه أو حرقه ووزنه، ويحسب المقدار المطلوب من وزن الراسب وكتلته المولية.
• توجد طريقة وزنية ثانية هي طريقة التطاير، وتعتمد على طرد المكون المتطاير، مثل ماء التبلور، بالتسخين الشديد حتى يثبت الوزن، ويُحسب المقدار إما من النقص في كتلة العينة أو بجمع المادة المتطايرة وتعيين كتلتها.
• مثال سُخنت عينة من كلوريد الباريوم المتهدرت كتلتها 2.44 g حتى ثبتت كتلتها عند 2.08 g، بالكتل الذرية Ba = 137 وCl = 35.5 وH = 1 وO = 16. كتلة الماء المفقود = 0.36 g، ومولاته = 0.36 ÷ 18 = 0.02 mol، ومولات الملح الجاف = 2.08 ÷ 208 = 0.01 mol، فتكون x = 0.02 ÷ 0.01 = 2، والصيغة BaCl2.2H2O.

خطوات التحليل الوزني

• 1- وزن كمية معلومة من العينة.
• 2- إذابة العينة وإضافة الكاشف المترسب.
• 3- ترشيح الراسب وغسله وتجفيفه حتى وزن ثابت.
• 4- حساب كتلة المكون من كتلة الراسب.
• تُوضع البوتقة التي بها الراسب في فرن الحرق حتى يحترق ورق الترشيح احتراقاً تاماً، ثم تُوزن وتُعاد الحرارة والوزن حتى ثبوت الوزن.
• ويجب أن يكون ورق الترشيح عديم الرماد حتى لا يضيف كتلة تؤثر في الوزن.
• ثم تُحسب كتلة المكون المطلوب من كتلة الراسب باستخدام المعادلة الموزونة والكتل المولية، ثم تُحسب نسبته المئوية في العينة الأصلية.

التحليل الحجمي (المعايرة)

• يعتمد على قياس حجم محلول معلوم التركيز اللازم للتفاعل تماماً مع حجم معلوم من المحلول المجهول.
• تُقسم معايرات التحليل الحجمي إلى ثلاثة أنواع معايرات التعادل بين حمض وقاعدة، ومعايرات الأكسدة والاختزال مثل معايرة محلول الحديد II بمحلول برمنجانات البوتاسيوم، وهي تعمل دليلاً ذاتياً، ومعايرات الترسيب مثل معايرة الكلوريد بنترات الفضة. ويُقاس الحجم بالسحاحة والماصة والدورق المخروطي.

المصطلحات الأساسية

• الفرق بين نقطة التكافؤ ونقطة النهاية التكافؤ نقطة نظرية تتساوى عندها مكافئات المادتين، أما النهاية فهي النقطة العملية التي يتغير عندها لون الدليل، ويُختار الدليل بحيث تكون نقطة نهايته قريبة من نقطة التكافؤ.
• يناسب الميثيل البرتقالي معايرة الحمض القوي مع القاعدة الضعيفة، ويناسب الفينولفثالين معايرة الحمض الضعيف مع القاعدة القوية، ويناسب عباد الشمس وأزرق البروموثيمول معايرة الحمض القوي مع القاعدة القوية.

العلاقة الحسابية

• عند نقطة التعادل يمكن ربط حجم كل محلول وتركيزه بعدد المولات من المادة في معادلة التفاعل المتزنة، وذلك بالعلاقة:

Ma × Va ÷ na = Mb × Vb ÷ nb

• حيث تمثل Ma تركيز الحمض المستخدم بوحدة mol/L، وVa حجم الحمض المستخدم في المعايرة بوحدة mL، وna عدد مولات الحمض في معادلة التفاعل المتزنة.
• أما Mb وVb وnb فهي تركيز القلوي وحجمه وعدد مولاته في المعادلة المتزنة على الترتيب.
• عند التكافؤ تكون عددات المولات المتفاعلة متساوية في المكافئ الكيميائي:

M1 × V1 / n1 = M2 × V2 / n2

• حيث M التركيز المولاري، وV الحجم باللتر، وn عدد مولات التفاعل.
• خطوات الحل نكتب المعادلة الموزونة ونستخرج المعاملين n1 و n2، ثم نعوض بالتركيز والحجم المعلومين ونحسب المجهول من القانون. وإذا طُلبت نسبة مادة غير نقية، نحسب كتلة المادة النقية أولاً = التركيز × الحجم باللتر × الكتلة المولية، مع استخدام حجم المحلول الكلي وليس حجم العينة المعايرة، ثم نقسم على كتلة العينة ونضرب في 100.

مثال محلول

• لُزم 25 مل من هيدروكسيد الصوديوم لمعادلة 20 مل من حمض الهيدروكلوريك تركيزه 0.1 مولار. احسب تركيز القاعدة.
• التفاعل HCl + NaOH → NaCl + H2O، والنسبة 1 : 1.

M1 × V1 = M2 × V2

0.1 × 20 = M2 × 25

• M2 = 0.08 مولار.

الاحتياطات العملية

1. • غسل السحاحة بمحلول المعايرة قبل الاستخدام.
2. • عدم وجود فقاعات هوائية في السحاحة.
3. • قراءة التدريج عند مستوى العين مع أسفل التقعر.
4. • إضافة الدليل بكميات صغيرة.

تقييم سريع

• 1- ما الفرق بين نقطة التكافؤ ونقطة النهاية؟
• 2- احسب حجم حمض الكبريتيك 0.2 مولار اللازم لمعادلة 40 مل من هيدروكسيد الصوديوم 0.1 مولار.
• 3- لماذا يجب أن يكون الدليل مناسباً لنوع التفاعل؟