حاسبة المعايرة (التسحيح)

حاسبة المعايرة هي أداة مخبرية دقيقة تساعد الكيميائيين والطلاب على حساب التركيز المولاري أو الحجم المطلوب في تفاعلات التعادل. تعتمد الحاسبة على قانون المعايرة المولي لضمان نتائج صحيحة عند التعامل مع الأحماض والقواعد بمختلف قوتها وتعدد بروتوناتها.

إجراء حسابات المعايرة

المحلول القياسي (المعلوم)
المحلول المجهول (المُحلل)


ما هي عملية المعايرة الكيميائية؟

المعايرة هي تقنية تحليلية كيميائية مخبرية تُستخدم لتحديد تركيز محلول مجهول (يُسمى المُحلل) عن طريق تفاعله مع حجم معلوم من محلول ذو تركيز معروف بدقة (يُسمى المحلول القياسي أو المعاير).

  • المحلول القياسي: هو المحلول الذي نضعه عادة في السحاحة.
  • نقطة التكافؤ: هي اللحظة التي تتساوى فيها كمية المادة القياسية المضافة مع كمية المادة المجهولة كيميائياً.
  • الكاشف (الدليل): مادة يتغير لونها عند الوصول لنقطة نهاية المعايرة.
قوانين حساب المعايرة

يعتمد الحساب بشكل أساسي على النسبة المولية من المعادلة الموزونة:

(M1 × V1) / n1 = (M2 × V2) / n2

حيث:

  • M: المولارية (مول/لتر).
  • V: الحجم (يجب استخدام نفس الوحدات للطرفين).
  • n: عدد المولات في المعادلة المتوازنة.
أمثلة عملية على حساب المعايرة

مثال 1: معايرة حمض HCl مع قاعدة NaOH

تفاعل: HCl + NaOH → NaCl + H2O (النسبة 1:1)

إذا احتجنا 25 مل من NaOH بتركيز 0.1M لمعايرة 20 مل من HCl، فما تركيز الحمض؟

النتيجة: M2 = (0.1 × 25 × 1) / (20 × 1) = 0.125 M

مثال 2: حمض ثنائي البروتون

تفاعل: H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O

هنا n حمض = 1، و n قاعدة = 2. يجب إدخال هذه القيم في خانة عدد المولات لضمان دقة الحساب.

نصائح للاستخدام الصحيح
  • تأكد من كتابة المعادلة الكيميائية الموزونة قبل البدء لتحديد قيم n1 و n2.
  • تأكد من قراءة حجم السحاحة بدقة عند مستوى تقعر السائل.
  • إذا كان الحجم بالمليلتر في طرف، يجب أن يكون بالمليلتر في الطرف الآخر.
  • استخدم كاشفاً مناسباً يتغير لونه عند الرقم الهيدروجيني المتوقع لنقطة التكافؤ.
الأسئلة الشائعة حول المعايرة
1. ما الفرق بين نقطة التكافؤ ونقطة النهاية؟

نقطة التكافؤ هي نقطة نظرية تتساوى فيها المولات، بينما نقطة النهاية هي اللحظة التي يتغير فيها لون الكاشف فعلياً ونوقف عندها الإضافة.

2. هل يمكن استخدام الحجم باللتر؟

نعم، يمكنك استخدام اللتر أو المليلتر، بشرط توحيد الوحدة في طرفي المعادلة للحصول على نتيجة صحيحة.

3. كيف أتعامل مع الأحماض القوية والقواعد الضعيفة؟

الحسابات المولية تظل كما هي، ولكن اختيار الدليل الكيميائي هو الذي يختلف ليتناسب مع الوسط عند نقطة التعادل.

4. ما هي المولارية؟

المولارية هي مقياس لتركيز المذاب في المحلول، وتساوي عدد مولات المذاب مقسومة على حجم المحلول باللتر.

5. لماذا تظهر النتائج بصيغة عشرية طويلة؟

الدقة مهمة في الكيمياء؛ الحاسبة تعرض 4 أرقام عشرية لضمان دقة التحليل المخبري وتجنب أخطاء التقريب الكبيرة.

6. كيف أحسب عدد المولات (n)؟

تؤخذ هذه القيم مباشرة من المعاملات الموجودة يسار الصيغة الكيميائية في المعادلة الكيميائية الموزونة.

7. ماذا أفعل إذا كان التفاعل ليس حمض وقاعدة؟

قانون (MV/n) ينطبق على أي تفاعل معايرة (مثل معايرة الأكسدة والاختزال) طالما أنك تملك المعادلة الموزونة.

8. هل الحاسبة تدعم درجات الحرارة؟

الحسابات تعتمد على الحجم والتركيز القياسي؛ في الظروف المخبرية العادية نعتبر الحجم ثابتاً ولكن يفضل إجراء التجارب في درجة حرارة الغرفة.