تُعد المعايرة من التقنيات الأساسية في الكيمياء التحليلية، حيث تتيح تحديد تركيز المواد المجهولة بدقة من خلال تفاعلات كيميائية مضبوطة. يتناول هذا المنشور شرحًا مبسطًا وواضحًا لمفهوم المعايرة، وأهم المصطلحات المرتبطة بها، مثل المعاير، الحليلة، نقطة التكافؤ، ونقطة النهاية. كما يستعرض الأنواع المختلفة للمعايرات الكيميائية مع أمثلة تطبيقية ومعادلات توضيحية لكل نوع، مما يساعد القارئ على بناء فهم شامل لهذه التقنية المهمة.
مصطلحات مهمة في المعايرة
المعايرة:
هي تقنية تحليل كمي تستخدم لتحديد تركيز محلول غير معروف، وذلك بإضافة محلول قياسي (معلوم التركيز) إليه حتى يكتمل التفاعل الكيميائي بينهما. يتم عادةً تتبع التفاعل باستخدام كاشف لتحديد نقطة النهاية، أو من خلال قياس التغير في الرقم الهيدروجيني لمعرفة نقطة التكافؤ بدقة، خاصة باستخدام منحنى المعايرة.
المعاير:
هو المحلول الذي يكون معلوم التركيز، ويُضاف تدريجيًا إلى محلول آخر أثناء المعايرة. يُوضع المعاير غالبًا في السحاحة، ويتم قياس الحجم المستهلك منه بدقة، لأنه يُستخدم لحساب تركيز المادة المجهولة في المحلول الآخر.
الحليلة:
هي المحلول الذي يحتوي على مادة مجهولة التركيز، ويكون معلوم الحجم. توضع الحليلة عادة في دورق أو كأس ويتم تفاعلها مع المعاير لتحديد تركيزها.
نقطة التكافؤ:
هي المرحلة التي يتم فيها التفاعل الكيميائي بالكامل، بحيث تتساوى كميات المتفاعلات من حيث عدد المولات. على سبيل المثال، في معايرة حمض مع قاعدة، تكون نقطة التكافؤ عندما تتساوى كمية أيونات الهيدروجين مع كمية أيونات الهيدروكسيد في المحلول.
نقطة النهاية:
هي النقطة التي يظهر عندها تغير ملحوظ في الكاشف (عادة تغير في اللون)، مما يدل على قرب أو بلوغ نقطة التكافؤ. قد تختلف نقطة النهاية قليلاً عن نقطة التكافؤ، لذا يجب اختيار كاشف مناسب يقلل هذا الفرق.
الكاشف (الدليل):
هو مادة تُضاف إلى المحلول خلال المعايرة وتُظهر تغيرًا في اللون عند الوصول إلى نقطة معينة من التفاعل، غالبًا نقطة التكافؤ. يُستخدم الكاشف خصوصًا في معايرات الأحماض والقواعد، ويكون عادة حمضًا أو قاعدة ضعيفة ذات لون متغير حسب قيمة الرقم الهيدروجيني.
أنواع المعايرة
تُقسم المعايرات إلى أربعة أنواع رئيسية، يتم تصنيفها بحسب طبيعة التفاعل الحاصل بين المعاير والحليلة:
- معايرة الحمض مع القاعدة
- معايرات الأكسدة والاختزال
- معايرات الترسيب
- معايرات تكوين المعقدات
أولًا: معايرة الحمض مع القاعدة (معايرات التعادل)
في هذا النوع من المعايرة، يتم تحديد تركيز حمض أو قاعدة عبر تفاعل تعادل مع محلول قياسي مقابل له. فإذا كان لدينا حمض مجهول التركيز، نُجري له معايرة باستخدام قاعدة معلومة التركيز (والعكس بالعكس).
مبدأ التفاعل:
$$\ce{حمض + قاعدة -> ملح + ماء}$$
المؤشرات المستخدمة:
مثل الفينولفثالين أو الميثيل البرتقالي، وتختار بحسب قوة الحمض والقاعدة.
أمثلة للتطبيق:
تقدير تركيز حمض الهيدروكلوريك باستخدام هيدروكسيد الصوديوم.
اقرأ المنشور المفصل عن أدلة معايرات التعادل: اختيار كاشف معايرة الحمض مع القاعدة المناسب
ثانيًا: معايرات الأكسدة والاختزال
تتم هذه المعايرات بناءً على انتقال الإلكترونات بين المواد المؤكسدة والمواد المختزِلة. تُستخدم فيها كواشف قوية مثل برمنغنات البوتاسيوم أو ثنائي كرومات البوتاسيوم.
1. معايرة البرمنغنات (KMnO4)
- العامل المؤكسد: برمنغنات البوتاسيوم
- الوسط: حمضي غالبًا باستخدام حمض الكبريتيك
المعادلة النموذجية:
$$\ce{5Fe^{2+} + MnO4^- + 8H^+ -> 5Fe^{3+} + Mn^{2+} + 4H2O}$$
2. معايرة ثنائي الكرومات (K2Cr2O7)
- العامل المؤكسد: ثنائي كرومات البوتاسيوم
المعادلة:
$$\ce{6Fe^{2+} + Cr2O7^{2-} + 14H^+ -> 6Fe^{3+} + 2Cr^{3+} + 7H2O}$$
3. المعايرات اليوديمترية واليودومترية
- اليوديمترية (مباشرة): يُستخدم فيها اليود كعامل مؤكسد.
- اليودومترية (غير مباشرة): تُحرر كمية مكافئة من اليود بتفاعل كيميائي.
مثال للتفاعل:
$$\ce{2S2O3^{2-} + I2 -> S4O6^{2-} + 2I^-} \quad \text{(اختزال)}$$
$$\ce{2I^- -> I2 + 2e^-} \quad \text{(أكسدة)}$$
اقرأ أيضا: خطوات إجراء المعايرة بالتحليل الحجمي: دليل شامل
ثالثًا: معايرات الترسيب
تعتمد هذه المعايرات على تكوين راسب غير ذائب عندما يتفاعل محلولان معًا. تُستخدم بكثرة في تقدير الهاليدات مثل الكلوريد.
مثال:
يتكون راسب أبيض من كلوريد الفضة.
كواشف مستخدمة: نترات الفضة، ثيوسيانات الأمونيوم.
$$\ce{Ag^+ + Cl^- -> AgCl(s)}$$
رابعًا: معايرات تكوين المعقدات
ويُطلق عليها أيضًا معايرات الإديتا (EDTA)، وتقوم على تكوين معقد مستقر غير قابل للانفصال بين أيونات الفلزات وكاشف مناسب.
أمثلة للتفاعل:
$$\ce{M^{n+} + EDTA^{4-} -> [M-EDTA]^{(n-4)-}}$$
الكاشف المستخدم:
حمض الإيثيلين ثنائي أمين رباعي الأسيتيك (EDTA)، والذي يكون معقدات قوية مع معظم أيونات الفلزات.
___________
