التحليل الكمي الحجمي (المعايرة)

فكرة الطريقة

• يؤخذ حجم معلوم من المادة المراد تحديد تركيزها، ويضاف إليه محلول مادة أخرى معلومة التركيز حتى يتم التفاعل الكامل بين المادتين.
• المحلول القياسي: المحلول معلوم التركيز.
• المعايرة: عملية تعيين تركيز حمض (أو قاعدة) بمعلومية الحجم اللازم منه للتعادل مع قاعدة (أو حمض) معلوم الحجم والتركيز.

أنواع التفاعلات المستخدمة في المعايرة

• تفاعلات التعادل: تستخدم في تقدير الأحماض والقواعد.
• تفاعلات الأكسدة والاختزال: تستخدم في تقدير المواد المؤكسدة والمختزلة.
• تفاعلات الترسيب: تستخدم في تقدير المواد التي تعطي نواتج شحيحة الذوبان في الماء.
• إذا كانت المادة المراد تقديرها حامضية استخدم محلول قياسي من قلوي أو قاعدة (هيدروكسيد صوديوم أو كربونات صوديوم)، وإذا كانت قاعدية استخدم محلول قياسي من حمض، وهكذا.

نقطة نهاية التفاعل والأدلة

• نقطة نهاية التفاعل (End Point): النقطة التي يتم عندها تمام التفاعل (تمام التعادل بين الحمض والقاعدة).
• الأدلة (Indicators): مواد كيميائية تحدد نقطة النهاية بتغير لونها بتغير وسط التفاعل.

بعض الأدلة المستخدمة في تفاعلات التعادل

• نطاق التغير اللوني التقريبي (pH) للأدلة: الميثيل البرتقالي 3.1 - 4.4، الفينولفثالين 8.2 - 10، عباد الشمس 5 - 8، أزرق بروموثيمول 6 - 7.6.

خطوات المعايرة العملية

• ينقل حجم معلوم (مثل 25 mL) من محلول القلوي إلى دورق مخروطي باستخدام ماصة.
• يضاف إليه قطرتان من محلول دليل مناسب (عباد الشمس أو أزرق بروموثيمول).
• تملأ السحاحة بالمحلول القياسي (مثل HCl بتركيز \(0.1 \,\text{mol}/L\)).
• يضاف الحمض بالتدريج إلى المحلول القلوي حتى يتغير لون الدليل، وهو علامة نهاية التفاعل (نقطة التعادل).
• يمثل التفاعل: HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)