المحتوى
المعايرة هي تقنية تستخدم لتحديد تركيز محلول غير معروف بناءً على تفاعله الكيميائي مع محلول معروف التركيز. عادة ما تتضمن العملية إضافة المحلول المعروف (المقياس) إلى كمية معروفة من المحلول غير المعروف (المحلل) حتى اكتمال التفاعل. لحساب تركيز الحليلة ، يمكنك قياس حجم المعايرة المستخدمة.
ضع الحليلة في قارورة Erlenmeyer (قارورة مختبر مخروطية مسطحة القاع مع رقبة ضيقة). ضع المعاير في حجرة (أنبوب زجاجي متدرج بنقرة في نهاية واحدة).
أضف المقياس إلى الحليلة حتى يتم الوصول إلى نقطة النهاية. غالبًا ما يشار إلى ذلك عن طريق تغيير اللون ، على سبيل المثال عن طريق إضافة بضع قطرات من الفينول فثالين ، وهو مؤشر قاعدة حمض شائع الاستخدام ، والذي يتغير من اللون الوردي في القلويات إلى اللون في الحمض.
استخدم صيغة المعايرة. إذا كان لدى القياسات والمعايرة نسبة 1: 1 مول ، فإن الصيغة هي المولية (M) لحجم x الحامض (V) للحمض = molarity (M) للحجم x الأساس (V) للقاعدة. (المولية هي تركيز محلول معبر عنه بعدد مولات المذيب لكل لتر من المحلول.)
إذا لم تكن النسبة 1: 1 ، فاستخدم نسخة معدلة من الصيغة. على سبيل المثال ، إذا كانت هناك حاجة إلى 35 مل من 1.25 م من حمض الهيدروكلوريك (HCI) لمعايرة محلول 25 مل من هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) إلى نقطة التكافؤ ، فيمكنك تحديد تركيز NaOH باستخدام صيغة نسبة 1: 1 ، لأن يحتوي حمض الهيدروكلوريك وهيدروكسيد الصوديوم على نسبة 1: 1 مول (يتفاعل مول واحد من حمض الهيدروكلوريك مع جزيء واحد من هيدروكسيد الصوديوم).
اضرب محلول الحمض بواسطة حجم الحامض (1.25 × 35). ثم خذ هذه الإجابة (43.75) وقسمها على حجم القاعدة (25). الجواب هو 1.75 م ، وهو مولية القاعدة.