معايرات الأحماض والقواعد

معايرات الأحماض والقواعد 

: Acid - Base Titration

الغرض من معايرة محلول قلوي باستخدام محلول قياسي لحمض هو تحديد كمية الحمض الذي يكافئ بالضبط كمية القاعدة الموجودة ويستدل على ذلك بنقطة التكافؤ         Stoichiometric Point ,Equivalent Point أو ما يسمى بنقطة التعادل النهائية Theoritical Endpoint ويمكن تحديدها في محلول مائي للحمض والقاعدة .

فإذا كان كل من الحمض والقاعدة الكتروليتات قوية فان المحلول الناتج يصبح متعادلا ورقمه الهيدروجيني pH =7

أما اذا كان الحمض أو القاعدة الكتروليتا ضعيفا فان الملح الناتج من تعادله يتميأ إلى حد ما ويصبح المحلول يذلك عند نقطة التكافؤ اما قلويا ضعيفا أو حمضيا ضعيفا ويمكن حساب الرقم الهيدروجيني للمحلول بالضبط عند نقطة التكافؤ بعرفة ثابت التأين للحمض الضعيف أو القاعدة الضعيفة وتركيز المحلول .

وبالنسبة لأي عملية معايرة فان نقطة التكافؤ يمكن تمييزها بواسطة تعيين تركيز أيون الهيدروجين في المحلول ويعتمد ذلك على طبيعة كل من الحمض والقاعدة وتركيز المحلول .وهذه  المعايرات التي يتم فيها ارتباط أيون
الهيدروجين H⁺  مع أيون الهيدروكسيل OH^- لتكوين الماء
.

 H₂O                      H⁺   +   OH^-

                        

K = [ H⁺ ] [ OH]

                                                    [[H₂O

K[H₂O]=[H⁺] [OH^-]

Kw= [H₂O]=[H⁺][OH^-] =10^-14

عند التعادل:

pH  =  -  log[H⁺]

pH =7

محلول حامضي>  :    pH   <    7

محلول قـــاعدي  :  pH    >  7