منحنى معايرة الترسب

منحنى المعايرة :

منحنيات معايرات الترسيب تشبه منحنيات التعادل حيث يحصل عليها عن طريق رسم العلاقة  [ M]pM = - log    وحجم المحلول القياسي المضافV حيث يرمز بالرمز(  (M للأيون المترسب ويمكن توضيح خطوات اشتقاق منحنى المعايرة بالمثال التالي :

مثال : اشتق منحنى المعايرة لــ 50 مل من محلول 0.1 م من كلوريد الصوديوم مع محلول

×

ا0. م  من نترات الفضة إذا علمت أن حاصل إذابة كلوريد القضة عند  25 ْ م يساوي Ksp = 1.82 x10^-10      mole²/l²   

ملاحظة :

يجب ملاحظة أن عملية حساب التغير في الــ P^Ag أو الــ p^Cl الحاصل عند الإضافات المختلفة لمحلول نترات الفضة حيث أن كلاهما يعطي منحنى المعايرة إلا أن هذا يعتمد على نوع الدليل المستخدم فإذا كان هذا الدليل حساسا لتركيز أيون الكلوريد فإننا نستعمل الــ P^CI أما إذا حساسا لتركيز الفضة ففي هذه الحالة يستخدم P^Ag .

1-   حساب الـــP^M قبل إضافة أي كمية من محلول الكاشف ( نترات الفضة)

  قبل إضافة أي كمية من نترات الفضة فإن تركيز أيونات الكلوريد والفضة في الدورق المعياري يساوي الآتي :

 1  x   10 ^-1  M[ Cl^-  ]

[ Ag ⁺ [  = 0.0 M

P^Cl = - log ] Cl^-    [ = - log 1 × 10^-1 ­  = 1

P^Ag = -  log ] Ag⁺ [  = - log 0.0 = ∞

2- حساب الــ pM قبل نقطة التكافؤ

: عند أي نقطة قبل نقطة التكافؤ فمثلا بعد إضافة lo   مل منه نترات الفضة نلاحظ أن يتركز أيون الكلوريد يمكن حسابه كما يلي :

] Cl^-  [  = 50 ×  0.1    -  10  × 0.1

60                                                60       =  6.7  ×  10 ^–2 mole / 1

                     ولحساب قيمة [ Ag⁺  ]  يعوض عن قيمة [Cl^- ] في معادلة حاصل الإذابة :

           

  ] Ag⁺   [ = K sp  =  1.8  2 × 10^-10

                              ] Cl^-  [      6.7  × 10^-2       

              pAg⁺ = log 2.7 x 10 ^–9 =  8.57

  

 

     3- حساب الــ pM عند نقطة التكافؤ :

 عند نقطة التكافؤ نجد أن 50 ml من محلولM 0.1 من نترات الفضة قد أضيفت إلى 50 ml من محلول 0.1 M من كلوريد الصوديوم وهذا يعني أن تركيز أيونات الكلوريد و الفضة في المحلول متساوية [Ag+ ] = Cl^-]] أي أن النظام عبارة عن محلول مشبع من كلوريد الفضة لذلك  بمكن  حساب كل من [ Ag+ ]  و [Cl^-] من معادلة ثابت حاصل الإذابة هكذا

] Ag + [ ] Cl^- [ = ] Ag+ [² = 1.82 × 10^-10

] Ag + [ = ] Cl^- [=    1.82 × 10^-10   = 1.35 × 10^-5 mole /l

PAg  =  pCl =  -log 1.35 × 10^-5  =  4.87

 حساب الـــ PM بعد نقطة الكتافؤ :

  بعد تنقطة التكافؤ فإن زيادة من محلول نترات الفضة ستبقى ذائبة في محلول دورق المعايرة لذلك فإن التركيز الكلي لأيون الفضة في المحلول يساوي تركيز الزيادة من نترات الفضة بالإضافة الى تركيز أيون الفضة الناتج من ذوبان راسب كلوريد الفضة إلا أن تمكين اعتبار التركيز الأخير صغيرا جدا بالنسبة للتركيز الأول خاصة في المناطق البعيدة عند نقطة التكافؤ لذلك يمكن إهماله لتبسيط الحسابات .

مثلا : عند إضافة 52.5 مل من محلول نترات الفضة يحسب التركيز الكلي لأيون الفضة في المحلول كما يلي :

[Ag +] = (52.5x 0.1)-(50 x 0.1)    =  204x10^-3 mole/l

                      102.5

وبالتعويض عن قيمة تركيز أيون الفضة السابقة في معادلة ثابت حاصل الاذابة نحصل على قيمة تركيز ايوت الكلوريد هكذا

[Cl^-]  = Ksp    =   1.82 x 10^-10   = 7.6 x 10^-8

            [Ag⁺]        2.4 x 10^-3

pAg + = lug 2.4 ×  Iu  = 2.62

PCl = lug 76 ×Iu = 7.12

 العوامل المؤثرة على شكل منحى المعايرة :

10.0                8.0         6.0         4.0         2.0

 

1-    التركيز : كلي زاد كلما كان التغير في الـ     

PM عند نقطة التكافؤ كبيرا ويؤدي للحصول

على نقطة نهاية واضحة .

 

2-    ثبت حاصل الادانة : كلي 11 تخفض

10     20    30    40    50        60

كلي كان التغير في PM حادا كبيرا 

 

              

                                                حجم محلول نترات الفضة المضاف 6

                0. IM                       cl  0.1 m