تبيب حكيم فيزياء
تسجيل الدخولإنشاء حساب

السنة الثالثة ثانوي · المكتسبات القبلية

المعايرة اللونية: المبدأ

20 دقيقةسهل

درس مبدأ المعايرة اللونية: التعريف، التجهيز، البروتوكول التجريبي، وكشف نقطة التكافؤ بتغير اللون.

الهدف:
  • تعريف المعايرة والمعايرة اللونية
  • التعرف على تجهيز المعايرة اللونية
  • إنجاز بروتوكول المعايرة وكشف نقطة التكافؤ
  • استعمال علاقة التكافؤ الستوكيومتري

المقدمة

المعايرة عملية كيميائية تجريبية تهدف إلى تعيين تركيز مجهول (أو كمية مادة أو كتلة) لنوع كيميائي في محلول، باستعمال محلول آخر معلوم التركيز، اعتمادا على تفاعل يكون سريعا وتاما ووحيدا. المحلول مجهول التركيز يسمى المحلول المعايَر، والمحلول معلوم التركيز يسمى المحلول المعايِر.

المعايرة اللونية

في المعايرة اللونية، نكشف عن نقطة التكافؤ بواسطة تغير لون المزيج التفاعلي في الكأس.

التجهيز والبروتوكول

الأدوات: حامل يحمل سحاحة مدرجة، بيشر، مخلاط مغناطيسي وقضيب مغناطيسي.

الخطوات:

1)

نأخذ حجما معلوما من المحلول المعايَر (مجهول التركيز) ونضعه في البيشر، مع القضيب المغناطيسي.

2)

نملأ السحاحة بالمحلول المعايِر (معلوم التركيز) حتى التدريجة صفر.

3)

نفتح السحاحة قطرة قطرة مع التحريك المستمر، ونراقب تغير لون المزيج في البيشر.

4)

عند اقتراب نقطة التكافؤ، نضيف — إن لزم الأمر — كاشفا مساعدا (كصمغ النشاء مع ثنائي اليود، يعطي لونا أزرق بنفسجيا يسهل رؤية اختفائه).

5)

عند تغير اللون بشكل واضح ومفاجئ، نغلق السحاحة ونسجل حجم التكافؤ.

علاقة التكافؤ

عند نقطة التكافؤ يكون المزيج ستوكيومتريا: كمية مادة كل متفاعل، مقسومة على معامله الستوكيومتري في معادلة المعايرة، متساويتان.

مثال: معايرة ثنائي اليود بثيوكبريتات الصوديوم

معادلة المعايرة: I2+2S2O32−=2I−+S4O62−I_2 + 2S_2O_3^{2-} = 2I^- + S_4O_6^{2-}.

نعاير حجما V=20 mLV=20\ mL من محلول ثنائي اليود بمحلول ثيوكبريتات الصوديوم تركيزه C′=0,1 mol/LC' = 0{,}1\ mol/L، فنحصل على حجم تكافؤ Veq=8 mLV_{eq}=8\ mL.

عند التكافؤ: n(I2)1=n(S2O32−)2\dfrac{n(I_2)}{1} = \dfrac{n(S_2O_3^{2-})}{2}، ومنه:

n(I2)=C′⋅Veq2=0,1×8×10−32=4×10−4 moln(I_2) = \dfrac{C' \cdot V_{eq}}{2} = \dfrac{0{,}1 \times 8\times10^{-3}}{2} = 4\times10^{-4}\ mol
[I2]=n(I2)V=4×10−40,020=2×10−2 mol/L[I_2] = \dfrac{n(I_2)}{V} = \dfrac{4\times10^{-4}}{0{,}020} = 2\times10^{-2}\ mol/L

تعاريف مهمة

المعايرة

عملية تجريبية لتعيين تركيز (أو كمية مادة) مجهول باستعمال محلول آخر معلوم التركيز، اعتمادا على تفاعل سريع وتام ووحيد.

نقطة التكافؤ

اللحظة التي يصبح فيها المزيج ستوكيومتريا؛ في المعايرة اللونية تُكشف بتغير لون المزيج.

القوانين

قانون : علاقة التكافؤ

n₁ / معامل1 = n₂ / معامل2

عند نقطة التكافؤ، المزيج يكون ستوكيومتريا.

أمثلة محلولة

معايرة ثنائي اليود بثيوكبريتات الصوديوم

نعاير حجما V=20 mL من محلول ثنائي اليود I₂ بمحلول ثيوكبريتات الصوديوم (2Na⁺+S₂O₃²⁻) تركيزه C'=0,1 mol/L، فنحصل على حجم تكافؤ Veq=8 mL. معادلة المعايرة: I₂ + 2S₂O₃²⁻ = 2I⁻ + S₄O₆²⁻. احسب كمية مادة ثم تركيز ثنائي اليود.

الحل

عند التكافؤ: n(I₂)/1 = n(S₂O₃²⁻)/2، ومنه n(I₂) = C'×Veq/2 = 0,1×8×10⁻³/2 = 4×10⁻⁴ mol. [I₂] = n(I₂)/V = 4×10⁻⁴/0,020 = 2×10⁻² mol/L.

تذكّر

المعايرة تعين تركيزا مجهولا باستعمال محلول معلوم التركيز وتفاعل سريع وتام ووحيد؛ في المعايرة اللونية تُكشف نقطة التكافؤ بتغير لون المزيج.

انتبه

صمغ النشاء يُضاف فقط عند اقتراب التكافؤ، وليس منذ بداية المعايرة.

سجل الدخول لتتبع تقدمك