مقدمة في التحليل الكمي
مقدمة في التحليل الكمي Quantitative Analysis :
يعتبر التحليل الكيميائي من أكثر الفروع التطبيقية أهمية في الكيمياء لأنه يساعدنا على تحديد هوية العناصر و المركبات الموجودة و كذلك كمياتها . و يقسم التحليل الكيميائي إلى :
أ – التحليل الكيفي ( النوعي أو الوصفي ) : يساعدنا هذا النوع من التحليل على تحديد أنواع العناصر أو الأيونات الداخلة في تركيب المادة المدروسة ( العينة ) .
ب – التحليل الكمي : يساعدنا هذا النوع من التحليل على تحديد كمية كل عنصر من العناصر أو الأيونات الداخلة في تركيب المادة المدروسة ( العينة ) .
نبدأ عادة عند دراسة مركبٍ ما مجهول بالتحليل الكيفي النوعي لمعرفة العناصر في العينة ثم نعمل على تحديد كمية كل عنصر و نسبته المئوية في المركب المدروس اعتمادا على طرق التحليل و على قوانين التحليل . تزداد صعوبة التحليل مع ازدياد عدد العناصر الموجودة في العينة نظرا لوجود تفاعلات متشابهة أو متقاربة تتداخل مع بعضها البعض أثناء عملية التحليل و لهذا يجب اختيار التفاعل المناسب كما يجب فصل أو إبعاد العناصر التي تتداخل تفاعلاتها قبل البدء بعملية التحليل .
يقسم التحليل الكمي إلى :
أ – التحليل الكمي الحجمي ( وهو موضوع دراستنا ) : يعتمد على قياس حجم المحلول المعلوم التركيز ( القياسي ) اللازم للتفاعل مع كمية أو حجم محدد من المادة المجهولة التركيز ( العينة المراد دراستها ) .
ب – التحليل الوزني : يعتمد على فصل العنصر أو المادة المطلوب تقدير كميتها بإحدى الطرق الكيميائية اعتمادا على خواصها .
ج – التحليل الآلي : يعتمد على الصفات الفيزيائية و الكيميائية للمادة و على استخدام الآلات و الأجهزة لتحديد نوع و كمية المادة بدقة عالية .
فوائد التحليل الكيميائي :
أ – التعرف على المواد الكيميائية العضوية و غير العضوية .
ب – تحديد بنية المادة الكيميائية و صيغتها الكيميائية .
ج – تحديد جودة و صلاحية المواد المختلفة المستخدمة في صناعة الغذاء ، الدواء ، المواد الزراعية ….الخ .
1 . تصنيف طرق التحليل الكمي الحجمي ( أنواع المعايرات ) :
يتم التصنيف بحسب التفاعلات الكيميائية الحاصلة أثناء عملية التحليل ( المعايرة ) ما بين المادة المعلومة التركيز ( المحلول القياسي ) و المادة المدروسة ( المحلول المجهول ) و تقسم إلى :
أ – معايرات التعادل : ( تفاعل الحموض مع القلويات ) :
تتفاعل أيونات الهيدروجين الحمضية مع ايونات الهيدروكسيد القلوية
H+ + OH– → H2O
و يرافق هذه التفاعلات تغيرات في قيمة الرقم الهيدروجيني pH .
ب . معايرات التأكسد و الاختزال : ( تفاعلات المواد المؤكسدة مع المختزلة ) :
يحصل فيها بعض الانتقالات الإلكترونية بين المواد المتفاعلة تؤدي إلى تغيرات في أرقام الأكسدة و يرافق هذه المعايرات تغيرات في الجهد الكهربائي .
ج – معايرات الترسيب : تعتمد على التفاعلات الكيميائية التي يرافقها تشكيل رواسب قليلة الحلان أثناء المعايرة و ذلك باستخدام محلول قياسي مناسب ( المرسب ) .
د – معايرات التعقيد : تعتـمد علـى التفاعلات الكيمـيائية الـتي يرافقـها تشـكيل معقدات ( متراكبات ) تتميز بالثبات .
يشترط في التفاعل الكيميائي المستخدم في المعايرة أن يكون :
أ – سريعا و يفضل عدم استخدام الحرارة أو المواد الحافزة في تسريعه .
ب – محددا بمعادلة كيميائية موزونة و ثابتة .
ج – تاما أي أن تكون قيمة ثابت الإتزان كبيرة K >108
د – واضحا في تغيير خواص المحلول عند نقطة التكافؤ ( أو نقطة نهاية المعايرة ) كتغيير في اللون أو تشكل راسب أو اختفاؤه .
هـ – إنتقائيا ( نوعيا ) أو مميزا أي أن تتحد المادة القياسية مع المادة المدروسة ( المجهولة ) و ليس مع أي مادة أخرى أو الشوائب الموجودة فيها .
2 . المعايرة :
المعايرة هي العملية التي يتم فيها تحديد الحجم المستهلك من المحلول القياسي للوصول إلى التفاعل التام مع حجما محددا من المحلول المجهول التركيـز و بالعكس و يتـم ذلك بعدة طرق مختلفة :
أ – المعايرة المباشرة : يتفاعل المحلول القياسي بشكل مباشر مع المحلول المجهول .
ب – المعايرة غير المباشرة : تتفاعل العينة مع مادة مناسبة لتعطي مادة مكافئة للعينة المجهولة و التي يتم معايرتها بمحلول قياسي .
ج – المعايرة الخلفية : نأخذ حجما محددا بدقة و بشكل فائض من المحلول القياسي الأول و نفاعله مع حجم محدد من المادة المجهولة و من ثم نعاير الكمية المتبقية من المحلول القياسي الأول بمحلول قياسي ثانٍ آخر . و بهذه الطريقة نستطيع معرفة الحجم المستهلك من المحلول القياسي الأول المتفاعل مع المادة المجهولة و بالتالي نتمكن من تحديد تركيز المادة المجهولـة ( العينة ) .
و مهما تكن الطريقة المستخدمة فإنها تتوقف على المذيب ( الوسط ) الذي تتم فيه المعايرة لهذا تقسم المعايرات إلى :
أ – معايرات مائية : يستخدم فيها الماء كمذيب ( المعايرة في المحاليل المائية ) .
ب – معايرات لا مائية : تستخدم إحدى المذيبات العضوية مثل الكحولات أو الأسترات ، الأثيرات ،….إلخ ( المعايرة في المحاليل اللامائية ) .
3 . نقطة التكافؤ و نقطة نهاية المعايرة :
نقطة التكافؤ هي نقطة نظرية يصعب تحديدها بشكل عملي و هي تدل على لحظة التفاعل التام بين المحلول القياسي و المحلول المجهول ، أنها النقطة التي يتساوى عندها عدد المكافئات الغرامية للمحلول القياسي مع عدد المكافئات الفراغية للمحلول المجهول .
أما نقطة نهاية المعايرة فهي النقطة العملية التطبيقية التي تحدد لحظة نهاية المعايرة نتيجة لتغيير مفاجيء في إحدى الخصائص الفيزيائية أو الكيميائية للمحلول كظهور لون أو تشكل راسب أو ذوبانه , كتغير في قيمة pH أو الحرارة النوعية أو شدة التيار الكهربائي و هي قريبة من نقطة التكافؤ النظرية ( قبلها أو بعدها ) ما أمكن ذلك .
4 . الدليل :
الدليل عبارة عن مركب كيميائي تتم إضافته أثناء المعايرة بكمية ضئيلة جدا تتســبب في إحداث تغيرا ملحوظا لإحدى الخصائص الفيزيائية أو الكيميائية للمحلول و يساهم في تحديد نقطة نهاية المعايرة و التي يجب أن تتطابق مع نقطة التكافؤ ( أو أن تكون قريبة جدا منها ما أمكن ) و عمليا يوجد فارق ضئيل جدا بين النقطتين يعبر عنه بخطأ الدليل . و الدليل يختلف بحسب المعايرة كما سنرى ذلك لاحقا .
رد مع اقتباس
