خطوات الاستخدام
الخطوة الأولى: فهم المعايرة الحمضية القاعدية. المعايرة هي عملية تحديد تركيز محلول غير معروف (المحلول المطلوب معايرته) باستخدام محلول آخر معلوم التركيز (المحلول القياسي). في المعايرة الحمضية القاعدية، يتفاعل حمض مع قاعدة لتكوين ملح وماء، ويتم تحديد نقطة التكافؤ حيث تكافئ كميات الحمض والقاعدة بعضها كيميائياً. لحساب التركيز المجهول، نستخدم قانون المعايرة: c1*v1 = c2*v2، حيث c1 و v1 هما تركيز وحجم الحمض (أو القاعدة)، و c2 و v2 هما تركيز وحجم المادة الأخرى. تأكد من أن الوحدات متسقة (مثل المولارية والأحجام باللتر).
الخطوة الثانية: إدخال القيم بشكل دقيق. قم بإدخال تركيز المحلول القياسي (c1) في الحقل الأول، وحجم المحلول القياسي المستخدم (v1) في الحقل الثاني، وتركيز المحلول المجهول (c2) في الحقل الثالث. يجب أن تكون التراكيز بوحدة المول لكل لتر (M) والأحجام بوحدة اللتر (L). إذا كانت الأحجام معطاة بالملليلتر، يمكنك تحويلها إلى لتر بقسمة القيمة على 1000. مثال: 25 مل = 0.025 لتر. تأكد من استخدام نفس وحدات الحجم لكلا المحلولين لتجنب الأخطاء.
الخطوة الثالثة: تفسير النتيجة. بعد الضغط على زر الحساب، ستظهر قيمة الحجم المطلوب (v2) للمحلول المجهول الذي يحقق التكافؤ. إذا كنت تحسب حجم الحمض اللازم لمعايرة قاعدة، فستكون النتيجة هي حجم القاعدة أو العكس حسب المعادلة. النتيجة تعطيك الحجم باللتر. يمكنك تحويل النتيجة إلى ملليلتر بضربها في 1000. تذكر أن قانون c1*v1 = c2*v2 يفترض تفاعل 1:1 بين الحمض والقاعدة (أي حمض أحادي البروتون وقاعدة أحادية الهيدروكسيد). إذا كانت النسبة مختلفة، يجب تعديل المعادلة.
أمثلة محلولة
تطبيقات عملية على حساب المعايرة بخطوات الحل كاملة.
الحل
نستخدم العلاقة: c1*v1 = c2*v2. هنا c1=0.1 M (حمض HCl)، v1=25 مل = 0.025 لتر، c2=0.2 M (قاعدة NaOH)، v2 هو المطلوب. إذاً v2 = (c1*v1)/c2 = (0.1*0.025)/0.2 = 0.0025/0.2 = 0.0125 لتر = 12.5 مل. إذن تحتاج إلى 12.5 مل من محلول NaOH 0.2 مول/لتر لمعايرة 25 مل من HCl 0.1 مول/لتر. لاحظ أن التفاعل بين HCl و NaOH هو 1:1 (HCl + NaOH -> NaCl + H2O). لو كان الحمض ثنائي البروتون مثلاً H2SO4، لكانت النسبة 1:2 وتحتاج إلى تعديل المعادلة.
الحل
هذا المثال معقد لأن حمض الكبريتيك ثنائي البروتون (يتبرع ببروتونين)، بينما NaOH قاعدة أحادية الهيدروكسيد. لذا تكون النسبة المولية للتفاعل: H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + 2H2O. أي أن لكل 1 مول من H2SO4 نحتاج 2 مول من NaOH. لذلك نعدل قانون المعايرة ليشمل معامل التوازن: c1*v1 * (معامل القاعدة/معامل الحمض) = c2*v2. بالرمز: c1 (حمض) * v1 * 2 = c2 (قاعدة) * v2. هنا c1 هو المطلوب، v1=20 مل = 0.02 لتر، c2=0.5 M، v2=30 مل = 0.03 لتر. إذاً c1 = (c2*v2)/(2*v1) = (0.5*0.03)/(2*0.02) = (0.015)/(0.04) = 0.375 M. إذن تركيز حمض الكبريتيك هو 0.375 مول/لتر. هذا مثال يوضح أهمية مراعاة النسبة المولية في المعايرة.
أمثلة محسوبة
قيم مُدخَلة ونتيجة محسوبة فعليًا بواسطة حساب المعايرة.
قيم مُدخَلة قياسية
- تركيز الحمض (M)
- 0.1
- حجم الحمض (mL)
- 25
- تركيز القاعدة (M)
- 0.1
قيم مُدخَلة مرتفعة
- تركيز الحمض (M)
- 0.17
- حجم الحمض (mL)
- 42.5
- تركيز القاعدة (M)
- 0.17
قيم مُدخَلة منخفضة
- تركيز الحمض (M)
- 0.02
- حجم الحمض (mL)
- 5
- تركيز القاعدة (M)
- 0.02