يعتمد التحليل الحجمي على قياس حجوم المواد المراد تقديرها، وهو أحد أنواع التحليل الكمي في التحليل الكيميائي، حيث يتم فيه تقدير حجم المادة المراد قياسها من خلال عملية اسمها المعايرة، بحيث أن المعايرة هي عملية معرفة تركيز محلول مجهول بمعلومية محلول معلوم التركيز عند تمام التفاعل بينهما بحجم معين للمجهول مع حجم معين للمحلول المعلوم، حيث أن المحلول القياسي هو المحلول الذي له حجم معلوم وتركيز معلوم.
أنواع التفاعلات في التحليل الحجمي
لاختيار المحلول القياسي يجب معرفة التفاعل المناسب الذي يتم بين محلولي المادتين وتنقسم التفاعلات إلى:
تفاعلات التعادل بين الأحماض والقواعد
هي تفاعلات تتم بين الأحماض والقواعد لإنتاج ملح وماء، حيث أن في تفاعلات التعادل تستخدم أدلة لمعرفة النقطة التي يتم عندها تمام التفاعل، وتعرف الأدلة الكيميائية بأنها مواد كيميائية تستخدم لتحديد نقطة نهاية التفاعل، حيث يتغير لونها بتغيير لون الوسط، كما أن نقطة نهاية التفاعل هي النقطة التي يتم عندها تمام التعادل بين الأحماض والقواعد.
الأدلة الكيميائية في تفاعلات التعادل
- الميثيل البرتقالي: الذي يُظهر اللون الأحمر في الوسط الحمضي، ويُظهر اللون الأصفر في الوسط القاعدي، بينما في الوسط التعادل يُظهر اللون البرتقالي.
- الفينيولفثالين: الذي يكون عديم اللون في الوسط الحمضي، ويُظهر اللون الأحمر في الوسط القاعدي، ويكون عديم اللون في وسط التعادل.
- عباد الشمس: الذي يُظهر اللون الأحمر في الحمض، ويُظهر اللون الأزرق في القاعدة، ويكون أرجواني في وسط التعادل.
- أزرق بروموثيمول: الذي يُظهر اللون الأصفر في الوسط الحمضي، بينما يُظهر اللون الأزرق في الوسط القاعدي، لكن في الوسط المتعادل يُظهر اللون أخضر فاتح.
الأدلة المستعملة في معایرات الحموضة والقلویة هي عبارة عن أحماض أو قواعد عضوية ضعيفة، حيث إن لون جزيئاتها تخالف لون أيوناتها، يتغیر لونها أو تحدث تعكير، وتستخدم هذه المؤشرات للتعرف على نقطة التكافؤ (نقطة نهاية التفاعل) وتكون قيمة (pH) التعادل تساوي (7) في حالة الحمض القوي والقاعدة القویة، أما إذا كان الحمض قويا والقاعدة ضعيفة فإن (pH) تكـون أقل من (7)، بينما في حالة تعادل الحمض الضعيف مع القاعدة القوبة فإن pH تكون أكبر من (7) وبذلك تتميز نقطة النهاية بقیم معینة مـن (pH) تتوقف على طبیعة تركیز المحلول.
أقسام معايرات الحموض والقواعد في تفاعلات التعادل
وتنقسم معایرات الحموضة والقلویة إلى أربعة أنواع:
1- معایرة حمض قـوي مـع قاعـدة قویة: مثل حمض الهيدروكلوريك مع قاعدة هيدروكسيد الصوديوم
، حسب المعادلة التالية:
.
2- معـایرة حمـض قـوى مـع قاعـدة ضـعیفة: مثل حمض الهيدروكلوريك مع قاعدة هيدروكسيد الأمونيوم
، حسب المعادلة التالية:
.
3- معـایرة حمـض ضـعیف مـع قاعـدة قویـة: مثل حمض الإيثانويك (Acetic Acid) وهو حمض ضعيف مع قاعدة هيدروكسيد الصوديوم وهي قاعدة قوية، حسب المعادلة التالية: .
4- معـایرة حمض ضـعیف مـع قاعـدة ضـعیفة: مثل حمض الإيثانويك مع هيدروكسيد الأمونيوم
، حسب المعادلة التالية:
.
مثال على تفاعلات التعادل: (،
)
يوضع حجم معلوم من هيدروكسيد الصوديوم وهي قاعدة قوية في الدورق ويضاف اليها نقطتين من دليل مناسب يوضع محلول معلوم التركيز (0,1) مولاري من حمض الهيدروكلوريك في السحاحة، نضيف الحمض نقطة نقطة إلى المحلول
حتى يتغير اللون.
مثال: أجريت معايرة 30 ملليلتر من محلول هيدروكسيد الصوديوم باستخدام حمض الهيدروكلوريك (0.2) مولاري عند تمام التفاعل استهلك (25) ملليلتر من الحمض، أحسب تركيز هيدروكسيد الصوديوم؟
الحل: .
من المعادلة الموزونة نسبة عدد مولات تساوي عدد مولات
أي نسبة (1:1).
من القانون التالي: حيث أن:
: تركيز الحمض.
: حجم الحمض.
: عدد مولات الحمض.
: تركيز القاعدة.
: حجم القاعدة.
: عدد مولات القاعدة.
0.2*25= *30 من الحسابات والعلاقة الرياضية
=0.167 مول/لتر.
تفاعلات أكسدة واختزال
هي تفاعلات تستخدم لتحديد العامل المؤكسد والعامل المختزل، هي التفاعلات التي یتم فیها انتقال للإلكترونات مـن المادة المختزلة إلى المادة المؤكسدة، وتسمى عملية اكتساب الالكترونـات (اختزال) وعملیة فقدان الالكترونات فتسمى (تأكســد)، وتفاعل الأكسدة والاختزال عمليتان متلازمتان، إذ لا يحدث اختزال بدون تأكسد ولا یحدث تأكسد بدون اختزال.
تسمى المادة التي یحدث فیها نقص في حالة التأكسد (أي المادة التي تكتسب الالكترونات ) عاملاً مؤكسداً، أما المادة التي یحدث فیها زیادة في حالة التأكسد (أي المادة التي تفقد الإلكترونات) عاملاً مختزلاً، یـتم تمییـز نقطـة النهایـة فــي معـایرات الأكســدة والاختــزال عــن طریـق قیـاس جهــد المحلــول باستخدام قطــب مناسـب ومـن ثـم رسـم هـذا الجهـد مـع حجـم المحلـول المعـایر (المحلـول المضـاف).
حيث أن العامل المؤكسد هو المادة التي يحصل لها اختزال أي إنها تكسب إلكترونات وتسبب تأكسد غيرها، بينما العامل المختزل هي المادة التي يحصل لها تأكسد أي إنها تفقد إلكترونات وتسبب اختزال غيرها.
يمكن توضيح ذلك من خلال المعادلة التالية:
.
تأكسد: .
حيث عامل مختزل، وحدث له تأكسد.
اختزل: .
حيث عامل مؤكسد، حدث له اختزال.
تفاعلات الترسيب
هي تفاعلات تستخدم لتحديد أملاح قليلة الذوبان في الماء، حيث أن يمكن تحديد نقطة النهاية لتفاعلات الترسيب عن طريق أدلة كيميائية، من أمثلة على تفاعلات الترسيب كلوريد الصوديوم ونترات الفضة الذي يكون كلوريد الفضة وهو عبارة عن راسب أبيض.
.
حيث راسب أبيض يظهر في التفاعل.
تتميز تفاعلات الترسيب علـى تكوین رواسـب قليلة الـذوبان فـي تقدیر أیونات مثـل أیون الكلوریـد ()، وأیـون البرومیـد (
)، وأیـون الیودیـد (
)، وأیـون الثيوسيانات (
).
الطرق المستخدمة في معایرات الترسيب
یمكن تقسم طرق معایرات الترسیب تبعاً لنوع العامل المرسب:
1- القیاسي الفضي (المعایرات الفضیة): هي معايرة یستخدم فیها محلول قیاسي كعامـل ترسـیب من نتـرات الفضـة وتسـتخدم هـذه الطـرق لمعايرة (كلـور، بـروم، یـود) الهاليدات وأشـباه الهالیـدات (السـیانید والكبریتیـد والثيوسيانات)، ویمكن أيضاً تعیین الفضــة فــي محالیلها باســتعمال محلــول قیاسي مــن كلورید الصـودیوم أو البوتاسیوم.
2- القیاسي الزئبقي (المعایرات الزئبقیة): هذه الطریقة تمثل المعایرات التي یستعمل فیهـا محلـول نتـرات () أو بیركلـورات وتعرف أيضاً فوق كلورات المعروفة بالصيغة الكيميائية (
الزئبق (
) وذلـك لأن هـذه الأمـلاح تامـة التـأین عكـس أمـلاح الزئبقیـك الأخـرى.
3- القیاسي السیانیدي (المعایرات السیانیدیة): هي طريقة التي يمكن من خلالها تعیین محالیل السیانید باستخدام محلـول قیاسي مـن نتـرات الفضــة و تسمى هذه الطريقة (لیبج) أو طریقة التعكیر، وتعتمد هذه الطریقة على ظهور عكارة في المحلول عند نقطة النهایة.
شروط المعایرة
- یجب أن یكون التفاعل متزناً.
- یجب أن یكون التغیر واضحاً عند الوصول إلى نقطة التكافؤ من حيث التغير في لون المحلول أو تغير ظاهر في فرق الجهد عند إنتهاء التفاعل.
- یجب أن یكون التفاعل مكتمل يكون التوازن باتجاه تكوین نواتج وغير عكسي.
- یجب أن یكون التفاعل سریعاً.
استخدامات التحليل الحجمي
- تستخدم المعايرة للتحليل الحجمي في المختبرات والمعامل في المجال الطبي.
- تستخدم لتحديد التراكيز المجهولة في التجارب العلمية في المختبرات المدرسية والكليات الجامعية.
- تستخدم في صلاحية مياه الشرب من خلال تحديد نسبة الكلور في مياه الشرب والاستعمال البشري.
- تستخدم بشكل واسع في مجموعات متنوعة من الصناعات لإنها تقنية أساسية في الكيمياء التحليلية.
