القائمة الرئيسية

الصفحات

آخر المواضيع

تعريف المعايرة

المعايرة هي عملية التحليل الكيميائي التي يتم فيها تحديد كمية بعض مكونات العينة عن طريق إضافة كمية معروفة تمامًا من مادة أخرى إلى العينة المقاسة والتي يتفاعل معها المكون المطلوب بنسب محددة ومعروفة.


تشير المعايرة بالتحليل الحجمي إلى عملية يتم فيها استخدام محلول بتركيز معروف لتحديد تركيز محلول غير معروف. في هذا الموضوع ، سنشرح بالتأكيد أنواع المعايرة بالتحليل الحجمي ، والأمثلة ، وإجراءات التجريب.


ما هي المعايرة

أنواع المعايرة

هناك العديد من أنواع المعايرة عند النظر في الأهداف والإجراءات. ومع ذلك ، فإن أكثر أنواع المعايرة شيوعًا في التحليل الكيميائي الكمي هي معايرة الأكسدة والاختزال ومعايرة حمض-قاعدة.


يمكن تصنيف المعايرة على النحو التالي:


  • معايرة حمض - قاعدة

  • معايرة الأكسدة والاختزال.

  • معايرة الهطول.

  • معايرة المقاييس المعقدة.


1. معايرة القاعدة الحمضية

يمكن تحديد قوة الحمض باستخدام محلول معياري للقاعدة. هذه العملية تسمى قياس الحموضة. بالطريقة نفسها ، يمكن إيجاد قوة القاعدة بمساعدة محلول معياري لحمض ، والذي يُعرف باسم القياس القلوي. تتضمن كلتا المعايرة في تفاعل تحييد القلويات.


ما هي معايرة حمض القاعدة؟

إنها طريقة تحليل كمي لتحديد تركيز حمض أو قواعد عن طريق تحييدها بدقة بمحلول قياسي من حمض أو قاعدة ذات تركيز معروف. تتم مراقبته بمساعدة مؤشر الأس الهيدروجيني لمعرفة تطور تفاعل الحمض القاعدي


HA+BOH→BA+H2O

Acid + Alkali→Salt + Water

Or H+ + A– + B+ + OH → B+ + A + H2O

Or H+ + OH → H2O


تعتمد معايرة القاعدة الحمضية على التفاعل القائل بأن المعادلة تكون بين قاعدة أو مادة حمضية وتحليلة. في هذا النوع ، يتم خلط الكاشف مع محلول العينة حتى يصل إلى مستوى الأس الهيدروجيني المطلوب. يعتمد هذا النوع من المعايرة بشكل كبير على تغيير المسار في الرقم الهيدروجيني أو مقياس الأس الهيدروجيني.


2. معايرة الأكسدة والاختزال

تُعرف معايرة الأكسدة والاختزال أيضًا باسم تفاعل الأكسدة والاختزال. في هذا النوع من المعايرة ، يحدث التفاعل الكيميائي مع انتقال الإلكترونات في أيونات تفاعل المحاليل المائية. تتم تسمية المعايرة على اسم الكاشف المستخدم على النحو التالي ؛


  • معايرة البرمنجنات

  • معايرة ثنائي كرومات

  • معايرة اليود و قياس اليود


معايرة البرمنجنات

في هذه المعايرة ، يتم استخدام برمنجنات البوتاسيوم كعامل مؤكسد. يتم الحفاظ عليها باستخدام حمض الكبريتيك المخفف. ها هي المعادلة.


2KMnO4 + 3H2SO4 → K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2 + 5O

Or MnO4 + 8H + 5e → Mn2++ 4H2O


علاوة على ذلك ، يظل المحلول عديم اللون قبل نقطة النهاية. يستخدم برمنجنات البوتاسيوم لتقدير حمض الأكساليك والأملاح الحديدية وبيروكسيد الهيدروجين والأكسالات وأكثر من ذلك. بينما يتم دائمًا توحيد محلول برمنجنات البوتاسيوم قبل استخدامه.


معايرة ثنائي كرومات

هذه هي المعايرة التي يستخدم فيها ثنائي كرومات البوتاسيوم كعامل مؤكسد في الوسط الحمضي. يتم الحفاظ على الوسط الحمضي باستخدام حمض الكبريتيك المخفف. المعادلة المحتملة هي:


K2Cr2O7 + 4H2SO→ K2Cr2(SO4+ 4H2O + 3[O]

Or Cr2O27- + 14H + 6e → 2 Cr3+ + 7H2O


يمكن استخدام محلول ثنائي كرومات البوتاسيوم مباشرة في المعايرة. يستخدم بشكل رئيسي لتقدير الأملاح الحديدية واليود.


معايرة اليود و قياس اليود

يحدث اختزال اليود الحر إلى أيونات اليوديد وأكسدة أيونات اليوديد لتحريرها في هذه المعايرة.


l+ 2e → 2l……………. (reduction)

2l + 2e → 2e ……………. (oxidation)


المحلول يستخدم كمؤشر. يستخدم اليود الحر في معايرة اليود ، بينما في معايرة اليود ، يتم استخدام عامل أكسدة للتفاعل لتحرير اليود الحر.


3. معايرة هطول الأمطار

تعتمد المعايرة على تكوين الراسب غير القابل للذوبان عندما يتم التلامس بين المادتين المتفاعلتين تسمى معايرة الترسيب. على سبيل المثال ، عندما يتم استخدام محلول نترات الفضة في محلول ثيوسيانات الأمونيوم أو كلوريد الصوديوم ، فإنه يتفاعل ويشكل راسبًا أبيض من ثيوسيانات الفضة أو كلوريد الفضة.


AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3

AgNO3 + NH4CNS  AgCNS + NH4NO3

4. معايرة المقاييس المعقدة

المعايرة بالقياس المعقد هي المكان الذي يتكون فيه معقد غير مرتبط عند نقطة تكافؤ. إنه أكبر من معايرات الهواطل ، ولن يكون هناك خطأ بسبب الترسيب المشترك.


Hg2+ + 2SCN  Hg(SCN)2

Ag+ + 2CN–  [Ag(CN)2]


حمض إيثيلين أمينيتترا أسيتيك (EDTA) هو كاشف مهم يشكل معقدات مع المعادن.


الإجراء الخاص بأنواع المعايرة بالتحليل الحجمي

  • أولاً ، اختر المعاير.

  • بعد ذلك ، اختر المعايرة.

  • حدد الحالة الطبيعية للمعايرة.

  • علاوة على ذلك ، اختر حجم السائل المراد ماصه.

  • علاوة على ذلك ، حدد المؤشر.

  • ابدأ المعايرة.

  • يجب على المرء أن يلاحظ نقطة النهاية عند تغيير لون الحل.

  • من القراءة النهائية ، احسب الآن الحالة الطبيعية للمعاير باستخدام المعادلة المعطاة:

N1V1=N2V2

  • أخيرًا ، بعد إيجاد حساب الحالة الطبيعية ، احسب كمية مادة معينة في الحل الكامل باستخدام المعادلة

هل اعجبك الموضوع :

تعليقات

محتويات