التحليل الحجمي

التحليل الحجمي

من طرائق التحليل الكمي، يعتمد على قياس الحجم المستهلك من محلول كاشف ذي تركيز معلوم بدقة (المحلول القياسي) عند تفاعله كمياً مع محلول المكون المراد تقديره، ثم تحسب كمية المكون حسب قوانين التكافؤ الكيميائي.

• المحلول القياسي الأولي: يحضر مباشرة بإذابة كتلة معلومة من مادة قياسية في حجم معلوم من المذيب.
• المحلول القياسي الثانوي: يعين تركيزه بعملية المعايرة بقياس الحجم المستهلك منه الذي يتفاعل كمياً مع كمية معلومة من مادة قياسية.

شروط المادة القياسية: مستقرة عالية النقاوة؛ لا تتفاعل مع مكونات الهواء (الرطوبة، الأوكسجين، $CO_2$) ولا تمتصها ولا تتأثر بالضوء؛ يفضل أن تكون كتلتها المكافئة عالية لتقليل خطأ الوزن؛ قابلة للذوبان في المذيب؛ يفضل أن لا تكون سامة وأن تكون رخيصة ومتوفرة.

التسحيح

إضافة المحلول القياسي تدريجياً من السحاحة إلى المحلول المجهول في دورق ايرلنماير حتى يكتمل التفاعل. النقطة التي يكتمل عندها التفاعل نظرياً هي نقطة التكافؤ، وتحدد عملياً بتغير ملحوظ في صفة المحلول بمساعدة الدلائل (مواد لا تشترك في التفاعل ويتغير لونها عند نقطة التكافؤ أو قربها)؛ والنقطة التي يتغير عندها اللون ويوقف التسحيح هي نقطة نهاية التفاعل، والفرق البسيط بين النقطتين يمثل خطأ التسحيح.

شروط تفاعل التسحيح: بسيط يعبر عنه بمعادلة موزونة؛ يتجه باتجاه واحد (غير انعكاسي)؛ آني (سريع جداً، وقد يضاف عامل مساعد)؛ وتتوفر وسيلة لتعيين نقطة النهاية. وأنواعه أربعة: تفاعلات التعادل، والتأكسد والاختزال، والترسيب (مثل $Ag^{+} + Cl^{-} \longrightarrow AgCl\downarrow$)، وتكوين المعقد (مثل $2CN^{-} + Ag^{+} \longrightarrow [Ag(CN)_2]^{-}$).

التراكيز والكتلة المكافئة

المولارية: $M = \frac{n\,(mol)}{V\,(L)}$؛ العيارية (النورمالية): $N = \frac{Eq\,(eq)}{V\,(L)} = \frac{m/EM}{V\,(L)}$، و $N = \eta \times M$. الكتلة المكافئة $EM = \frac{M}{\eta}$ هي كتلة المادة التي تنتج أو تستهلك مولاً واحداً من المكون الفعال، وهي غير ثابتة تتغير بنوع التفاعل، و $\eta \geq 1$ هو عدد مولات الجزء الفعال:

• الحامض: $\eta$ = عدد ذرات الهيدروجين المتأينة ($H^{+}$)، مثل $H_2SO_4$: $\eta = 2$، $EM = 49\ g/eq$.
• القاعدة: $\eta$ = عدد مجاميع الهيدروكسيد ($OH^{-}$) المتأينة. والأملاح المتحللة مائياً من معادلة تفاعلها، مثل $Na_2CO_3 + 2HCl$: $\eta = 2$.
• الترسيب: $\eta$ = عدد الأيونات الموجبة × تكافؤها، مثل $Pb(NO_3)_2$: $\eta = 2$. وتكوين المعقد: $\eta$ = عدد المزدوجات الإلكترونية الموهوبة أو المكتسبة، مثل $AgNO_3$ مع $KCN$: $\eta = 2$.
• التأكسد والاختزال: $\eta$ = عدد الإلكترونات المكتسبة (للعامل المؤكسد) أو المفقودة (للعامل المختزل)، مثل $MnO_4^{-} \to Mn^{2+}$: $\eta = 5$، و $K_2Cr_2O_7$: $\eta = 6$.

الأدوات والحسابات

تستعمل لقياس الحجوم بدقة: الدورق الحجمي (لتحضير المحلول بحجم دقيق)، السحاحة (لقياس الحجم المستهلك في التسحيح)، الماصة (لنقل حجم معلوم ومضبوط). كمية المذاب: $mmol = V\,(mL) \times M$ و $meq = V\,(mL) \times N$. عند نقطة نهاية التفاعل: عدد ملي مكافئات المادة المجهولة = عدد ملي مكافئات المادة القياسية، أي $N_1 \times V_1 = N_2 \times V_2$ دون الحاجة إلى المعادلة الموزونة (أما مع المولارية فتستعمل نسب المعادلة الموزونة)، وتحسب الكتلة من $m\,(g) = \frac{N \times V\,(mL) \times EM}{1000}$.