كيف يعرف الصيدلي أو المخبري تركيز حمض في محلول لا يعرف عنه شيئًا؟ لا يمكن أن يكتفي بالنظر إلى المحلول، فيحتاج إلى طريقة دقيقة: المعايرة. وهي الفكرة الأساسية في وحدة تعيين كمية المادة عن طريق المعايرة من برنامج السنة الثانية ثانوي. وبعد أن درست في الجزأين الأول والثاني الحمض والأساس والكواشف الملونة، تصل في هذا الجزء إلى المعايرة نفسها. تعرض هذه الصفحة معنى المعايرة، ثم التركيب التجريبي، ثم نقطة التكافؤ وكيف نحددها في ثلاث حالات، ثم حساب التركيز بمثال كامل، وتنتهي بأخطاء متكررة وتمرين.
ما المعايرة؟
المعايرة عملية تجريبية تمكننا من تحديد كمية مادة نوع كيميائي (فرد كيميائي) موجود في محلول، أي معرفة تركيزه المجهول. وهي نوعان:
- معايرة لونية: نستعمل فيها كاشفًا ملونًا أو لون أحد المتفاعلات، وهي موضوع هذه الصفحة.
- معايرة بقياس الناقلية: تدرس في درس لاحق.
التركيب التجريبي
يتكون التركيب من خمسة عناصر مرقمة:
- سحّاحة (بوريت): أنبوب زجاجي مدرج بصنبور (حنفية) يسمح بتقطير السائل قطرة قطرة، وتوضع فيها المحلول المعاير به (محلول تركيزه معلوم).
- صنبور السحاحة: نفتحه فيسيل المحلول ونغلقه فيتوقف.
- كأس بيشر: يوضع فيه المحلول المراد معايرته (تركيزه مجهول وحجمه معلوم).
- محرك مغناطيسي مع قضيب (مخلاط): يحرك المحلول ليختلط بسرعة.
- الكاشف الملون إن لزم.
وتسمى المحلولان:
- المحلول المعايَر (في كأس البيشر): تركيزه
C_Aمجهول وحجمهV_Aمعلوم. - المحلول المعايِر أو المعاير به (في السحاحة): تركيزه
C_Bمعلوم، ونحدد حجمه المصبوبV_Bمن تدريج السحاحة.
وفي مثالنا: حمض كلور الماء H⁺ + Cl⁻ هو المعايَر في البيشر، ومحلول هيدروكسيد الصوديوم Na⁺ + OH⁻ هو المعاير به في السحاحة.
شروط تفاعل المعايرة
يجب أن يكون التفاعل بين المحلولين:
- سريعًا (يتم فور وصول القطرة).
- تامًا (ينتهي بنفاد أحد المتفاعلين).
- وحيدًا (هو التفاعل الوحيد الحادث).
نقطة التكافؤ
التكافؤ هو اللحظة التي تكون عندها المتفاعلات (المعايَر والمعايِر) في نسب ستوكيومترية حسب معادلة التفاعل، فلا يبقى فائض من أحدهما. وتسمى النقطة التي نصلها نقطة التكافؤ، والحجم الذي يوافقها V_E هو حجم التكافؤ.
كيف نكشف التكافؤ؟
ثلاث حالات بحسب لون المحاليل:
الحالة 1: المحلول المعاير به ملون والمعايَر شفاف
نفتح الصنبور فتسقط القطرات، وكل قطرة يختفي لونها فورًا عند ملامسة المحلول لأنها تتفاعل. حتى نصل إلى قطرة يبقى لونها ثابتًا: عندها ينتهي التفاعل ونغلق الصنبور. هذه هي لحظة التكافؤ.
الحالة 2: المعايَر ملون والمعاير به شفاف
يختفي لون المحلول تدريجيًا مع القطرات لأن الفرد الملون يتفاعل. فإذا زال اللون كليًا وصار المحلول شفافًا فقد حدث التكافؤ، فنغلق الصنبور.
الحالة 3: المحلولان شفافان (الأكثر شيوعًا)
نضيف كاشفًا ملونًا إلى المعايَر. ومثاله أزرق البروموتيمول (BBT): أخضر في الوسط المعتدل، أصفر في الوسط الحامضي، أزرق في الوسط القاعدي. فنراقب لون الكاشف حتى يتغير بشكل دائم، فنقرأ حجم التكافؤ.
حساب تركيز المحلول المجهول
عند التكافؤ، بالنسبة لتفاعل حمض قوي مع أساس قوي بنسبة 1 : 1 مثل:
H⁺ + OH⁻ → H₂O
تكون كمية مادة الحمض المتفاعلة تساوي كمية مادة الأساس المضافة:
n_A = n_B
أي C_A × V_A = C_B × V_E.
ومنه: C_A = (C_B × V_E) ÷ V_A.
مثال: نعاير V_A = 20 mL من محلول حمض كلور الماء بمحلول هيدروكسيد الصوديوم تركيزه C_B = 0.1 mol/L. حجم التكافؤ المقروء V_E = 15 mL.
C_A = (0.1 × 15) ÷ 20 = 0.075 mol/L.
لاحظ أن الأحجام بالوحدة نفسها (ملليلتر) فتختصر، لا حاجة لتحويلها إلى اللتر هنا.
أخطاء شائعة
- الخلط بين المحلول المعايَر (المجهول التركيز في البيشر) والمعاير به (المعلوم في السحاحة).
- إغلاق الصنبور قبل التكافؤ أو بعده بكثير بسبب سرعة السكب الأخيرة.
- نسيان استعمال المخلاط المغناطيسي لضمان اختلاط جيد.
- تطبيق العلاقة
C_A × V_A = C_B × V_Eعلى تفاعل لا تكون فيه نسبة المتفاعلين1 : 1دون تعديل. - الاعتقاد أن تغير لون الكاشف يعني الوصول إلى التكافؤ في كل الحالات، وهو يصح عند اختيار كاشف مناسب.
- عدم رسم المخطط الصحيح للتركيب عند طلبه في الامتحان.
تمرين للتدرب
نعاير 10 mL من محلول حمض كلور الماء بمحلول هيدروكسيد الصوديوم تركيزه 0.2 mol/L. يتغير لون أزرق البروموتيمول إلى الأخضر عند صب 12.5 mL.
- أين نضع كل محلول؟
- ما حجم التكافؤ؟
- احسب تركيز الحمض.
الحل:
- حمض كلور الماء في كأس البيشر، وهيدروكسيد الصوديوم في السحاحة.
V_E = 12.5 mL.C_A = (0.2 × 12.5) ÷ 10 = 0.25 mol/L.
الشرح المصوّر
لمن يفضل المتابعة بالصوت والصورة، يشرح الأستاذ حمياني في فيديو «تعيين كمية المادة عن طريق المعايرة، الجزء 3، المعايرة اللونية» الدرس في نحو ثماني وعشرين دقيقة، وهو الجزء الثالث بعد جزأين عن الحمض والأساس والكواشف الملونة، ويعرض التركيب التجريبي عنصرًا عنصرًا، وحالات كشف التكافؤ الثلاث، ثم تمرينًا شاملًا.
وللتوسع في وحدة المعايرة، اطلع على هذه الملفات في الموقع: