بحث كامل عن الكيمياء التحليلية

للكيمياء التحليلية تطبيقات واسعة في الحياة العملية فهي تستخدم في الصناعة و الطب و الزراعة و في الكشف عن الجريمة و اليك امثلة عن ذلك:

-في الطب:في تقدير نسبة البولينا او السكر في الدم
-في ضبط الغش التجاري:كما في المواد الغذائية و الادوية
-في الكشف عن الجرائم:كما في تخليل العملات المزيفة
-في المصانع:حيث تستخدم في تقدير كتلة مادة مذابة في محلولها و كذلك في مراقبة جودة المنتج عن طريق تخليله
-في مجال تلوث البيئة:تعد الكيمياء التحليلة الوسيلة المثلى التي يتم بها تحديد التكوين الغازي لعينة من الهواء الجوي الموجود فوق المدن او المناطق الصناعية.

حيث تعني الكيمياء التحليلة بمعرفة مكونات المادة من خلاال تحديد انواع العناصر او الايونات او المركبات الموجود فيها و تمسى الطرق الكيميائية التحليلية المستعملة في معرفة نوعية المكونات الكيميائية بالكيمياء التحليلية النوعية او التحليل النوعي Qualitative analysis اما الطريقة التي تستخدم في تعين هذه المكونات فتسمى بالتحليل الكيميائي الكمي او التحليل الكمي Quantitative analysis و منها:

أ-الطريقة الحجمية Volumetric analysis :

و تعتمد هذه الطريقة على تقدير كمية مكونات المادة بواسطة عمليات المعايرة Titration .

ب-الطريقة الكتلية Gravimetric analysis :

و تعتمد هذه الطريقة على تقدير مكونات المخلوط بواسطة عمليات الترسيب و عادة ما يكون المحلول الكمي مسبوقا بالتحليل النوعي

مثال:لو كان عندك قطعة نقود و ارادوا منك معرفة مكوناتها الكيميائية قنبدأ اولا بتحليللها نوعيا لمعرفة هذه المكونتا فنجد انها تتكون من نحاس و نيكل و فضة و بناء على هذه المعلومات نحلل العينة كميا لنحصل على ان هذه العينة مثلا بها 65% نحاس،21%نيكل و 14% فضة

التحليل الكمي الحجمي اي المعايرة Volimetric analysis :

تعتمد فكرة المعايرة على الاساس العام الذي تتم بمقتضاه التفاعلات الكيميائية و هو قانون النسب المتكافئة Law of chemical equivalence و الذي يقول تتفاعل المواد فيما بينها بنسب كتلتها المكافئة

و في عملية المهايرة يضاف حجم معين من محلول يحتوي على مواد مختارة معروف تركيزها بدقة(محلول قياسي standard solution ) الى حجم معلوم من محلول آخر يحتوي على المادة المراد تعين تركيزها بحيث تتفاعل بنسب كتلتها المكافئة.

لذلك يقصد بالتحليل الكمي الحجمي او المعايرة انها عملية كيميائية تتم فيها معرفة حجم المحلول من مادة معينة معلوم تركيزه فيها بدقة و هذا التركيز يلزم ليتفاعل كميا مع عينة من مادة اخرى يراد تقديرها.و يمكن حساب كتلة المادة المراد تقديرها من معرفة حجم المحلول القياسي المستخدم و هو المحلول المعلوم تركيزه بدقة و كذلك من قوانين الاتحاد الكيميائي المعروفة و خاصة قانون النسب المتكافئة.

و النقطة التي يتم عندها التفاعل من الوجهة النظرية هي نقطة التكافؤ equivalence point و هي النقطة التي يكون عندها عدة مكافئات المادة القياسية مساويا لعدد مكافئات النادة المراد تقديرها،حيث ان نقطة نظرية لا يمكن رؤيتها ،و يمكن معرفة هذه النقطة عمليا بنقطة اخرى مقاربة لها تماما تعرف بنقطة نهاية المعايرة End point و يستدل عليها بحدوث بعض التغيرات الفيزيائية مثل تغير لون المحلول القياسي(مثل زوال او ثبات لون برمنجنات البوتاسيوم) او باضافة كميات قليلة من مادة مساعدة تسمى دليل Indicator و يشترط في الدليل ان يحدث له تغير يمكن رؤيته عند نهاية التفاعل بين المادة المراد تقديرها و بين المحلول القياسي في الحلول المعلاير Titrate و يطلق على النقطة التي يحدث عندها التغير في لون الدليل نقطة انتهاء المعايرة end point of titration .و هناك مواد يمكن تحضير محاليل قياسية منها بمجرد الوزن و الذوبان و تسمى بالمواد القياسية الاولية primary standard substances من مثل كربونات الصوديوم و البوراكس.

الشروط اللازم توافرها في المادة القياسية الاولية:

أ-يسهل الحصول عليها نقية و يمكن تجفيفها ما بين 110-120 درجة سيليزية دون ان تنحل بالحرارة

ب-سهولة ذوبانها في الماء

ج-يجب الا يجدث لها اي تغير في الكتلة اثناء الوزن اي ان المادة لا تمتص بخار الماء من الجو و لا تتأكسد باكسجين الهواء الجوي و لا تتفاعل مع غاز ثاني اكسيد الكريون الموجود في الهواء الجوي كما يشترط ان لا يتغير تركيبها الكيميائي اثناء الحفظ او التخزين عند درجات الحرارة العادية.

د-أن تكون مادة صلبة و غير قابلة للتطاير عند درجات الحرارة العادية

هـ-أن تكون كتلتها المكافئة كبيرة حتى يمكن اهمال اخطاء الوزن و هذه الاخطاء تتراوح عادة بين 0.0001-0.0002 جرام و للحصول على نتيجة دقيقة يجب الا تقل الكتلة اللازمة من المادة القياسية عن 0.2 جرام.

و-تتفاعل بسرعة مع المادة المراد تقديرها

و الاحماض و القواعد لا تعتبر من المواد القياسية الاولية لان بعض الاحماض تمتص بخار الكاء من الجو من مثل حمض الكبريتيك المركز كما ان بعض القواعد تمتص بخار الماء و تتفاهل مع غاز ثاني اكسيد الكربون الموجود في الجو من مثل الصودا الكاوية و كذلك ان بعض الاحنماض و القلويات قابلة للتطاير من مثل حمض الهيروكلوريك المنرك و محلول الامونيا.

تحضير محلول قياسي:

اذا توافرت لديك مادة قياسية اولية،فكيف يمكنك تحضير محلول معلوم العيارية او التركيز منها؟

تؤخذ الكتلة المكافئة الجرامية او جزء منها او مضاعفاتها ثم تذاب في مذيب مناسب و عادة ما يكون الماء ثم يكمل المحلول الى الحجم المعين.و اذا تعذر الحصول على مادة نقية كما هو الحال في معظم الاحماض و القلويات و المواد التي تمتص بخار الماء من الهواء الجوي فاننا نحضر منها محاليل ذات عيارية تقريبية اولا ثم تجري معايرتها مع مادة اخرى نقية ذات عيارية معلومة و بذلك تصبح محاليل قياسية مع انها لمواد غير قياسية.

شروط استخدام طرق المعايرة في التحليل الكمي الحجمي:

1-أن يكون هناك تفاعل كيميائي يمكن التعبير عنه بمعادلة كيميائية
2-أن تتفاعل المادة المراد تقديرها تفاعلا تاما مع المواد القياسية،و يكون ذلك حسب قوانين الاتحاد الكيميائية بنسبة كتلتها المكافئة
3-ان يحدث التفاعل الكيميائي بصفة مستمرة و سريعة و معظم التفاعلات الايونية تفي بهذه الشروط
4-ان يكون التفاعل مصحوبا بتغير في بعض الخواص الفيزيائية او الكيميائية للمحلول و يمكن الاستجلاال على هذا التغير عند نقطة التكافؤ
5-وجود دليل يحدد نقطة انتهء المعايرة.

مميزات استخدام طرق المعايرة:

1-تعطي نتائج دقيقة يمكن الاعتماد عليها
2-تحتاج الى اجهزة بسيطة يمكن توفرها
3-يمكن اجراؤها بسهولة
4-لا تحتاج الى زمن طويل عند اجرائها

المواد و المواد التالية ضرورية عند استخدام طرق المعايرة:

1-مادة ذات درجة نقاوة عالية لتحضير المحاليل القياسية
2-دليل لوني او طريقة آلية لمعرفة نقطة انتهاء المعايرة
3-اوعية لقياس الحجوم مثل السحاحة ،الماصة،الدورق العياري ذو السعة المحدودة




تقسيم تفاعلات المعايرة:

تفاعلات المعايرة لا تختلف عن التفاعلات الكيميائية بصفة عامة،فهي اما تفاعلات يحدث فيها تغير في أعداد الاكسدة أو تفاعلات يتم فيها تبادل مزدوج بين الايونات المتفاعلة.

و من تفاعلات المعايرة ما يلي:

1-تفاعلات التعادل Neutralization reactions :

و في هذه التفاعلات يتم اتحاد كاتيون الهيدروجين أو الهيدرونيوم مع انيون الهيدروكسيل لتكوين الماء و تشمل التفاعلات التالية:

أ-معايرة محاليل القلويات او محاليل الاملاح المشتقة من احماض ضعيفة و قواعد قوية مع محلول حمض قياسي(معايرات حمضية Acicidmetry )

ب-معايرات محاليل الاحماض او محاليل أملاح مشتقة من قواعد ضعيفة و احماض قوية مع محلول قياسي (معايرات قلوية Alkalimetry )

2-تفاعلات الترسيب Precipitaion reactions :

يشمل هذا النوع من اتحاد الايونات غير H^+ و OH^- (^ لا اقصد بها اس و لكن اقصد شحنة ) لتكوين راسب بسيط مثل معايرة كاتيونات الفضة Ag^+ (على فكرة مهمة جدا علامة + لان هناك Ag ) مع انيونات الكلوريد Cl^- و لا يحدث في مثل هذه التفاعلات تغير في اعداد التأكسد.

3-تفاعلات الاكسدة و الاختزال Redox reactions :

يشمل هذا النوع جميع التفاعلات المصحوبة بتغير في اعداد التأكسد او انتقال حقيقي للالكترونات بين المواد المتفاعلة و يكون المحلول القياسي إما عاملا مؤكسد او عاملا مختزلا.

ملحوظة:هناك نوع رابع من تفاعلات تالمعايرة اسمه تفاعلات المتراكبات complexometric reactions و ابتعاد عن التعقيد الذي لا داعي له نبتعد عن هذا النوع http://olom.f2web.net/ib3/iB_html/non-cgi/emoticons/smile.gif

طرق التعبير عن التركيز:

يعبر عن التركيز بعدة طرق و اهم هذه الطرق في الكيمياء التحليلية ما يأتي:

اولا:التركيز بالمول /لتر (التركيز المولاري M )

ملحوظة:اعتقد انكم درستموهم ان لم اكن مخطأ هو و احماض قوية و الضعيفةو و التي منها برونشتد و الى اخره

يعرف التركيز بالمول/لتر بانه عدد مولات المادة المذابة في لتر واحد من المحلول

اي ان تركيز بالمول /لتر=عدد مورت المادة المذابة/حجم المحلول باللتر المعادلة الاولى

عدد مورت المادة المذابة=حجم المحلول باللتر*التركيز بالمول /لتر المعادلة الثانية

عدد مولات المادة المذابة=كتلة المادة بالجرام/كتلة المول من المادة المعادلة الثالثة

اذا نستنتج القانون

كتلة المادة المذابة بالجرام/كتلة المول من المادة=حجم المحلول باللتر*التركيز بالمول/لتر

و منها كتلة المادة المذابة بالجرام=حجم المجحلول باللتر*التركيز بالمحلول/لتر*كتلة المحلول من المادة المذابة

للتسهيل نبدل السابق بالرموز

ms=Vl*M*Mw
و هي المنعادلة الرابعة

و عند تخفيف محلول معلوم التركيز بالماء فان كمية المذاب او عدد الملات لا تتغير و لذلك يكون:

عدد مولات المذاب قبل التخفيف=عدد مورت المذاب بعد التخفيف

و للسهولة نبدل السابق بالرموز
Vi*Mi=Vf*Mf

مثال:

اذيبت 28 جرام من هيدروكسيد البوتاسيوم KOH في الماء و اكمل حجم المجلول الى 4 لترات فما هو تركيز محلول هيدروكسد الصوديوم بالمول لتر اذا علمت أن

K=39 , O=16 , H=1

الحل:

كتلة مول من KOH و رمزها Mw =
(1*39)+(1*16)+(1*1)=56 جرام
ms=Vl*M*Mw
Mو هو تركيز محلول هيدروكسيد الصوديوم =
28/4*56=0.125 مول/لتر

مثال رقم 2:

اجسب كتلة كربونات الصوديوم Na2CO3 اللازمة لتحضير محلول حجمه 500 سم^3 (و هنا ^ تعني اس) و تركيزه 0.1 M علما بان
Na=23 , C=12 , O=16

الحل:

Mw اي الكتلة المولارية لكربونات الصوديوم=
(3*16)+(1*12)+(2*23)=106 جرام

ms=Vl*M*Mw
ms=0.5*0.1*106=5.3
بالجرام طبعا

مثال رقم 3:

احسب حجم الماء اللازم اذافته لمحلول حجمه 200 سم^3 من هيدروكسيد الصوديوم NaOH لكي يصبح تركيز المحلول 0.1 M

الحل:

Vi*Mi=Vf*Mf
0.2*0.3=Vf*0.1
Vf=0.2*0.3/0.1=0.6
0.6 لتر او 600 سم^3

اذا حجم الماء المضاف=حجم المحلول الكلي-حجم المحلول قبل التخفيف
اذا خجم الماء المضاف=600-200=400 سم^3
.


ثانيا:التركيز بالعيارية Normality و للسهولة نركز لها ب N :

تتفاعل المواد معا بنسبة طكتلتها المكافئة و ليس بنسبة عدد مولاتها(قد يحتوي المول المكافئ على واحد او اكثر)لذا يستخدم تعبير العيارية للدلالة على عدد الكتل المكافئة المذابة في لتر من المحلول.

و يعرف المحلول العياري بانه المحلول الذي يحتوي اللتر منه على الكتلة المكافئة الجرامية من المادة المذابة.

مثال:اذا احتوى اللتر من المحلول على 2 مكافئ جرامي من المذاب فان عيارية المحلول تساوي 2 عياري 2N اما ان احتوى على نصف مكافئ جرامي فان عيارية المحلول تساوي 0.5 عياري 0.5N .

التركيز بالعيارية N =عدد الكتل المكافئة الجرامية للمذاب/حجم المحلول باللتر

و لحساب عدد الكتل المكافئة الجرامية يمكن استخدام العلاقة :

عدد الكتل المكافئة الجرامية=كتلة المادة المذابة بالجرام/الكتلة المكافئة الجرامية و هي المعادلة رقم 1

اي ان كتلة المادة المذابة/الكتلة المكافئة الجرامية=حجم المحلول باللتر*التركيز بالعيارية

اذا كتلة المادة المذابة بالجرام=حجم المحلول باللتر*التركيز بالعيارية*الكتلة المكافئة الجرامية

و بترمجتها الى رمز للتسهيل

ms=Vl*N*eq.wt و هي المعادلة رقم 2

و عند تخفيف محلول معلوم التركيز بالماء فان كمية المادة المذابة اي عدد الكافئات لا يتغير و بذلك يكون

عدد مكافئات المذاب قبل التخفي=عدد مكافئات المذاب بعد التخفيف
Vi*Ni=Vf*Nf

و لحساب الكتلة المكافئة لحمض او قاعدة في عمليات التعادل فان المعايرة هي معايرة انتقال البروتون و يمكن تمثيل ذلم بالمعاجدلة التالية طبقا لمفهوم برونشتد-لوري(اعتقد انكم درستموهم كما ذكرتي )

HA+B......>A+BH

و قد جذفت الشحنات للتبسيط و عليه يمكن تعريف الكتلة المكافئة لحمض eq.wt بانتها:

كتلة الحمض التي تعطي مولا واحدا من البروتونات في تفاعلات المعايرة.

و المكتلة المكافئة للقاعدة تعرف بانها كتلة القاعدة التي تستقبل مولا واحدا من البروتونات في تفاعل المعايرة.

و ترتبط الكتلة المنكافئة لحمض او القاعدة بالتفاعل الذي يحدث فعلا و عليه بالنسبة للمعايرات فان الكتلة المكافئة للحمض او القاعدة يمكن حسابها من قسمة كتلة المول على عدد التكافؤ f

الكتلة المكافئة الجرامية eq.wt =كتلة المول Mw /عدد التكافؤ f و هي المعادلة رقم 3

و يعرف عدد التمكافؤ f بانه عدد مولات البروتونات التي يعطيها مول واحد من الحمض او التي يستقبلها مول واحد من القاعدة في ظروف تفاعل المعايرة.

و عدد التكافؤ ليس عدد البقرتونات التي يمكن اعطاؤها او استقبالها و انما هو العدد الفعلي الذي اعطى او استقبل اثناء التفاعل و هذا التعريف لعدد التكافؤ بالمعايرات فقط.

مثال:في الاحماض احادية البروتون مثل حمض الهيدروكلوريك HCL ،عدد التكافؤ ياسوي 1 لانه لا يوجد في صيغة الحمض غير البروتون واحد الذي يمكن اعطاؤه و بذلك تكون الكتلة المكافئة الجرامية eq.wt مساوية لكتلة المول للحمض.و كذلك الحال في القواعد الاحادية الحمضية مثل هيدروكسيد البوتاسيوم KOH فان الصيغة الواحدة منها لا تستطيع استقبال اكثر من بروتون واحد و لذلك فان عدد التكافؤ لها f=1 و بذلك تكون الكتلة المكافئة الجرامية eq.wt مساوية لكتلة المول من القاعدة.

أما في الاحماض عديدة البروتون مثل حمض الفوسفريك H3PO4 فانه لا يمكننا حساب الكتلة المكافئة الجحراميةو حتى نعرف عدد البروتونات التي تتفاعل في كل صيغة من ظروف التفاعل:

أ-عندما يتفاعل حمض الفوسفريك مع ايون الهيدروكسد المضاف من NAOH مثلا لتكزوين الفوسفات ثنائية الهيدروجين طبقا للتفاعل التالي:

H3PO4+OH........>H2PO^-4+2H2O

فان عدد التكافؤ للحمض 1 لان صيغة واحدة منه اعطت بروتون واحد و بذلك تكون الكتلة المكافئة الجرامية لحمض الفوسفريك eq.wt=0.5 طبعا نصف الكتلة

ب-عندما يتفاعل حمض الفوسفريك مع ايون الهيدجروكسد لتنكوين الفوسفات طبقا للتفاعل التالي

H3PO4+2OH^-1.......>HPO^-24+H2O

فان عدد التكافؤ للحمض 2 لان صيغة واحدة منه اعطت بروتونين و بذلك تكون الكتلة المكتافئة الجرامية الحمض 0.5 كتلة المول للحمض

ج-عندما يتفاعل حمض الفوسفريبك مع ايون الهيدروكسيد لتكوين الفوسفات طبقا للتفاعل التالي

H3PO4+3OH^-1.......

فان عدد التكافؤ للحمض يساوي 3 لان صيغة واحدة من الحمض قد اعطت ثلاثة بروتونات و بذلك تكون الكتلة المكافئة الجرامية 1/3 كتلة المول للحمض

و كذلك الحال في القواعد عديدة الحمضية مثل كربونات الصوديوم فانه لا يمكننا حساب الكتلة المكافئة الجرامية حتى نعرف عدد البوتونات التي تستقبلها كل صيغة للحمض

(لا داعي لذكر امثلة و يكتفى بذمكر العبارة السابقة في التقرير حتى لا يطول كثيرا)

مثال تطبيقي رقم 1:

احسب كتلة كربونات الصوديوم NA2CO3 اللازمة لتحضير محلول حجمه 500 سم^3 و تركيزه 0.2 ع اذا اردنا استخدماها طبقا للتفاعل

CO^-23+2H^+.....>CO2+H2O

علما بان

Na=23 K O=16 K C=12

(لاحظي ان المثال يطلب حسلاب كتلة قاعدة عديدة الحمضية و هو ما لم اذكر له مثال و كفاية التطبيق لانه مشابه للامثلة السابقة و الفرق هو تعريف القاعدة لاستقبالها بروتونات و الاحماض العديدة لمنحها بروتونات)

الحل:

Mw ل Na2CO3 =
(2*32)+(1*12)+(3*16)=106 جرام

عدد التكافؤ لكربونات الصوديوم حسب التفاعل المراد استخدامه فيه f=2 لان الصيغة الواحدة استقبلت بروتونين

الكتلة المكافئة الجرامية eq.wt =كتلمة المول Mw /عدد التكافؤ f =106/2=53 جرام

بما ان

ms=Vl*N*eq.wt

اذا

كتلة كربونات الصوديوم=0.500*0.02*53=5.3 جرام

مثال تطبيقي رقم 2:

محلول لحمض الهيدروليك حجمه 200 سم^3 و تركيزه بالعيارية 0.1 N ماذا يصبح تركيز المحلول بالعيارية عند اضافة 50 سم^3 من الماء المقطر اليه؟

الحل:

عدد مكافئات الحمض قبل التخفيف=عدد المكافئات له بعد التخفيف
Vi*Ni=Vf *Nf

لاحظ ان Vf يجب ان تكون باللتر

200/1000*0.1=(200+50/1000)*Nf
Nf=200*0.1/250=0.08 N

و طبعا الناتج 0.08 N يمثل تركيز الحمض بالعيارية بعد التخفيف

نحن دائما عندما نمتعامل مع القوانين و الرياضيات فهناك حل ثاني و ثالث و رابع و خامس!!




ثالثا:العلاقة بين التركيز بالمول/لتر (M) و التركيز بالعيارية ( N ) :

إن مبدأ العيارية له حسنات كثيرة في بعض حالات المعايرة العملية،إلا انها بصفة عامة ليس لها قيمة ثابتة،لانها تعتمد على الظروف التي تجري عندها المعايرة،بينما التركيز الملاري(مول/لتر)لاي مادة له قيمة ثابتة و لا ترتبط بظروف المعايرة.

و بما ان المول هو كمية المادة مقدرة بالجرامات،و تساوي عدديا الكتلة الصيغية او الكتلة الجزيئية،و هو الوحدة الدولية لنظام الايوباك IUPAC لذلك كان التركيز المولاري(مول/لتر)هو الاكثر شيوعا في الكيمياء التحليلية.

و يمكن ايجاد العلاقة بين هذين النوعين من التركيز كما يلي:

ms=Vl*M*Mw
Mw=eq*f

بالتعويض في العلاقة

ms=Vl*M*Mw

ينتج ان

ms=Nl*M*eq.wt*f
ms=Vl*N*eq.wt
Vl*N/*eq.wt=Vl*M*eq.wt*f

و باحتصار المعادلة ينتج ان

f*M=N

و لا فاهمين حاجة من القوانين

طيب تعالوا نطبق حتى نفهم

تطبيق رقم 1 :

محلول مائي لحمض الكبريتيك يحتوي على 30% كتليا من الحمض النقي،كثافته 1.2 جم/سم^3 فما هو تلركيز الحمض بالمول/لتر ثم بالعيارية استخدم هذا المحلول طبقا للتفاعل التالي

H2SO4+2OH^->.........>SO^-24+2H2O

علما بان
H=1 ، S=32 ، O=16

الحل:

نفرض ان حجم المحلول=1000 سم^3
كتلة المحلول=الحجم *الكثافة=1000*1.2=1200 جرام
كتلة الحمض النقي في المحلول=1200*30/100=360 جرام

ms=Vl*M*Mw
360=98 M

’ (التركيز بالمول/لتر)=360/98=3.67 مول/لتر

عدد التكافؤ f لهذا الحمضص حسب التفاعل المعطى=2 (علل؟ لان الصيغة الواحدة اعطت بروتونين)

N=f*M

اذا
N للحمض=2*3.67=7.34 N

مثال تطبيقي رقم 2 :

محلول لحمض الفوسفريك H3PO4 تركيزه 0.2 مول/لتر يتفاعل مع NAOH حسب المعادلة

H3PO4+2NAOH.......>Na2HPO4+2H2O

فاحسب تركيز الحمض بالعيارية N ثم احسب كتلة حمض الفوسفريك المذابة في 0.5 لتر من المحلول

علما بان

H=1 ، P=31 ، O=16

من المعادلة نرى ان صيغة واحدة من الحمض تعطي بروتونين

اذا عدد التكافؤ لحمض الفوسفريك f =2 (علل و لا يقول ليش و يتفلسف )

N=f*M
N=2*0.2=0.4N

اما MW ل H3PO4 =

(3*1)+(1*31)+(4*16)=98 جرام

ms=Vl*M*Mw
ms=0.5*0.2*98=9.8 g

معنى g اي جرام

او

Ms=vL*N*Mw/f=0.5*0.4*49=9.8g





رابعا:مزايا استخدام النظام العياري في المعايرات:

من اهم مميزات النظام العياري في عمليات المعايرة سهولة الحساب لانه عند انتهاء المعايرة يكون:

عدد مكافئات المادة القياسية=عدد مكافئات المادة المراد تقديرهل

و بالتعويض عن عدد مكافئات المادة في المعادلة :

عدد الكتل المكافئة الجرامية=حجم المحلول باللتر*التركيز بالعيارية

ينتج التالبي

V1*N1 للمادة القياسية = V2*N2 للمادة المراد تقديرها

و من الوجهة العملية تكون V1 ، N1 ، V2 معلومة و عليه يمكن حساب عيارية المحلول المادة المراد تقديرها N2

بما ان الكتلة المكافئة الجرامية وحدة كبيرة لذلك يمكننا استخدام وحدة اصغر منها و هي الملليمكافئ و هي تساوي 1/1000 مكافئ و بضرب طرفي المعدالة السابقة في 1000 تؤول هذه المعادلة الى:

V1...Cm^3*N1 للمادة القياسية = V2...cm^3*N2 للمادة المراد تقديرها حيث ان V1 حجم المحلول القياسي بالسينتمر المكعب و V2 خجم المادة المراد تقديرها بالسنتيمنتر المكعب و N1 عيارية المحلول القياسي و N2 عيارية المحلول للمادة المراد تقديرها.

بما ان:
N=f*M

اذا

V1>>>cm^3*f1*M1 للمادة القياسية = V2