نقطة التكافؤ وطرق تحديدها في الكيمياء

ما تعريف نقطة التكافؤ؟

نقطة التكافؤ (بالإنجليزية: Equivalence point)، هي النقطة التي يتساوى عندها عدد مولات المعاير الذي يتم إضافته مع عدد مولات العينة (المادة المُضاف إليها) سواء أكانت مادة حمضية أو قاعدية، أي أنّ الكمّيات الكيميائية المخلوطة تصبح متكافئة،^[١] ويختلف مفهوم نقطة التكافؤ عن مفهوم نقطة نهاية المعايرة، إذ يمكن الاستدلال على نقطة نهاية المعايرة بتغيّر لون الكاشف بشكل يمكن تمييزه وملاحظته بالنظر بسهولة، وعادةً ما تسبق نقطة التكافؤ نقطة نهاية المعايرة،^[٢] ولفهم التعريف بشكل أفضل لا بدّ من توضيح بعض المصطلحات الواردة فيه:

• المعاير: (بالإنجليزية: Titrant) هو المادة التي تستخدم في تجارب التحليل الحجمي في الكيمياء،^[٣] ويتم إضافته عندما يكون كل من حجمه وتركيزه معروفين ويُطلق عليه أيضًا اسم كاشف المعايرة (Titrating reagent).^[٤]
• الحمض: (بالإنجليزية: Acid) هي المواد التي تقل درجة حموضتها [PH] عن 7 درجات مثل: كلوريد الهيدروجين (HCl).^[٥]
• القاعدة: (بالإنجليزية: Base)، هي المواد التي تزيد درجة حموضتها [PH] على 7 درجات مثل: هيدروكسيد الصوديوم (NaOH).^[٥]

ملاحظة: نسبة الحمض إلى القاعدة يتم تحديدها من خلال المعادلات الكيميائية الموزونة، وليس بالضرورة أن تكون مساوية لـ 1:1 عند نقطة التكافؤ.^[٢]

طرق تحديد نقطة التكافؤ في التقطير الكيميائي

تختلف طرق تحديد نقطة التكافؤ، ويمكن للشخص اعتماد أيّ منها عند العمل في المختبرات الكيميائية أو الطبية حسب المتوافر، ومن أهم الطرق المتّبعة ما يأتي:

تغيّر اللون

يمكن أن يكون اللون مؤشرًا هامًا وواضحًا يمكن تمييزه لتحديد نقطة التكافؤ أثناء التجربة، وتكون هذه الطريقة أكثر وضوحًا في معايرة الأكسدة والاختزال، خصوصًا عند استخدام العناصر الانتقالية (بالإنجليزية: Transition elements)، حيث إنّها تتأكسد بألوان محدّدة.^[٢]

الكاشف اللوني الهيدروجيني [PH]

من خلال استخدام الكواشف اللونية الهيدروجينية (بالإنجليزية: PH Indicator) يُلاحَظ تغير لون الكاشف حسب درجة الحموضة، حيث يتم إضافة صبغة الكاشف قبل البدء بتجربة المعايرة وبعدها ملاحظة النقطة التي يتم عندها تغيّر لون المحلول، مع الانتباه إلى أنّ نقطة تغيّر اللون هي نقطة نهاية المعايرة وتكون قريبة من نقطة التكافؤ بشكل كبير (نقطة التكافؤ تسبق نقطة نهاية المعايرة قليلًا) فيتم اعتبارها نقطة التكافؤ بشكل تقريبي.^[٢]

الترسيب

يعدّ الترسيب (بالإنجليزية: Precipitation) من الطرق التي يتم من خلالها الكشف عن نقطة التكافؤ في تجارب التقطير، حيث يتم اعتبار لحظة تشكّل الراسب نقطة تشير إلى التكافؤ، ومثال ذلك؛ تفاعل كاتيون الفضة (أيون الفضة الموجب: Ag+) مع أيون الكلوريد (Cl-: أيون الكلور السالب) يعمل على تكوين مركب كلوريد الفضة (AgCl) الذي يظهر على شكل راسب لعدم قدرته على الذوبان في الماء، ولكن هذه الطريقة لا يتم الاعتماد عليها بشكل كبير وذلك لصعوبة تمييز الراسب حين يبدأ بالنزول بسبب لونه أو حجمه أحيانًا أو بسبب معدل الترسيب القليل الذي لا يمكن ملاحظته بدقّة.^[٢]

الموصليّة الكهربائية

تعد الموصلية (بالإنجليزية: Conductance) من الطرق قليلة الاستخدام والصعبة أحيانًا والتي تستخدم للكشف عن نقطة التكافؤ، ويمكن أن تكون فعّالة في بعض تفاعلات (الأحماض- القواعد)، حيث تتغيّر الموصلية الكهربائية للمحاليل بمجرّد تفاعل المواد وظهور أيونات، وتكمن استحالة استخدامها عندما يكون المحلول يحتوي على أيونات أصلًا.^[٢]

المُسعّر الحراري

يقوم جهاز المسعّر الحراري (بالإنجليزية: Isothermal titration calorimeter) بتحديد كمية الحرارة المُمتصّة أو الناتجة من التفاعلات الكيميائية والتي تعدّ إشارة مهمّة تؤكّد حدوث التفاعلات الكيميائية والوصول إلى نقطة التكافؤ، ومن أهم التفاعلات التي يمكن الكشف عن نقطة تكافؤها بهذه الطريقة؛ تفاعل ارتباط الإنزيم كمثال على التفاعلات الكيميائية التي تحدث داخل أجسام الكائنات الحية (كيميائية- حيوية).^[٢]

التحليل الطيفي

جميع المواد تمتلك طيفًا محدّدًا بحيث تتفاعل ذرّاتها أو جزيئاتها بشكل معيّن عند تعرّضها للأشعة الكهرومغناطيسية،^[٦] وفي حال كان الطيف (بالإنجليزية: The spectrum) معروفًا لأحد المواد المستخدمة في عملية التقطير سواء أكانت مادة متفاعلة أو ناتجة أو مادة الكاشف نفسها، فإنّه بالإمكان تحديد نقطة التكافؤ، وتعد هذه الطريقة شائعة في البحث والتنقيب عن المواد شبه الموصلة.^[٢]

قياس المعايرة الحرارية

يمكن معرفة نقطة التكافؤ من خلال مراقبة معدّل التغيّر في درجات الحرارة الذي يسبّبه التفاعل الكيميائي الطارد أو الماص، وتكون نقطة التكافؤ هي النقطة التي يتغير عندها مسار المنحنى في عملية المعايرة الحرارية (بالإنجليزية: Thermometric titrimetry).^[٢]

قياس الأمبيرية

ترتكز هذه الطريقة على قياس التيار الكهربائي أو الأمبيرية (بالإنجليزية: Amperometry)، حيث يتم قياسه بشكل مستمر وحين تتغير قيمته تُسجَّل نقطة التكافؤ، وتستخدم هذه الطريقة مثلًا عند معايرة الهاليدات باستخدام أيونات الفضة الموجبة (Ag+)، حيث إنها من الطرق التي لا تتأثر بتكوّن الرواسب.^[٢]

أنواع التقطير الكيميائي

أشهر أنواع التقطير الكيميائي هي معايرة الأحماض والقواعد ومعايرة الأكسدة والاختزال، إلا أنّ الأنواع لا تقتصر على هذين النوعين بل تتعداهما إلى أشكال أخرى مثل؛ معايرة الترسيب ومعايرة مقياس المعقدات، وتتمايز هذه الأنواع فيما بينها في طرق وخطوات إجرائها في المختبرات والهدف الأساسي منها،^[٧] وفيما يأتي شرح بعض الأنواع المعروفة والتي يتم تطبيقها في العديد من التفاعلات:

معايرة حمض- قاعدة

معايرة حمض- قاعدة (بالإنجليزية: Acid-Base titration)، من طرق التحليل الكيميائي الكمّي بغرض تحديد تراكيز الأحماض أو القواعد باستخدام محاليل قياسية حمضية أو قاعدية، وتكون المحاليل القياسية ذات تراكيز معروفة للبدء بالتفاعل ومراقبته باستخدام إحدى الطرق المستخدمة في الكشف عن نقطة التكافؤ مثل؛ استخدام الكاشف اللوني الهيدروجيني، حيث يجب الاستمرار بإضافة الكاشف إلى العينة حتى يصل إلى اللون المطلوب أو الرقم الهيدروجيني المطلوب، ويتم التعبير عن معادلات الأحماض والقواعد بأحد الصور العامة الآتية:^[٧]

• HA + BOH → BA + H₂O
• حمض + قاعدة --> ملح + ماء
• H⁺ + OH^– → H₂O

معايرة الأكسدة والاختزال

ترتكز تفاعلات الأكسدة والاختزال (بالإنجليزية: Redox Titrations) على مبدأ انتقال الإلكترونات وتكوين الأيونات في المحاليل، ومعايرة الأكسدة والاختزال تتم على هذا النوع من التفاعلات الكيميائية، وتمّ الاصطلاح على تسمية المعايرة تِبعًا لنوع الكاشف المستخدم في العملية، ومن هذه الكواشف:^[٧]

• كاشف البرمنغنات (MnO₄^-).
• كاشف ثنائي الكرومات (^2-CrO4).
• كاشف اليود (I).

ومن أنواع معايرة الأكسدة والاختزال ما يأتي:^[٧]

• معايرة البرمنغنات: يتم استخدام العامل المؤكسد برمنغنات البوتاسيوم (KMnO₄) بعد أن يتم توحيد محلوله، ويبقى المحلول بلا لون إلى أن تنتهي المعايرة بالوصول إلى نقطة النهاية، ويحُافَظ على الوسط الحمضي من خلال استخدام حمض الكبريتيك (H₂SO₄) بشكل مخفف حسب المعادلة الآتية: 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → K2SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂ + 5O.^[٧]
• معايرة ثنائي الكرومات: يتم استخدام العامل المؤكسد ثنائي كرومات البوتاسيوم (K₂Cr₂O₇) حيث يمكن إضافته بشكل مباشر إلى المحاليل، ويحُافَظ على الوسط الحمضي من خلال استخدام حمض الكبريتيك (H₂SO₄) بشكل مخفف حسب المعادلة الآتية: K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → K₂Cr₂(SO₄) + 4H₂O + 3O.^[٧]
• معايرة اليود: تتم في هذه العملية عملية اختزال لليود الحر للحصول على أيونات اليود وعملية أكسدة لأيونات اليود للحصول على عنصر اليود بشكل حر، حسب المعادلات الآتية:^[٧]
  • l² + 2e → 2l ....(معادلة الاختزال)
  • 2l^– + 2e → 2e  ....(معادلة الأكسدة)

يُستفاد من اليود الحُر في تجارب معايرة اليود، بينما يتم استخدام عامل أكسدة بهدف تحرير اليود من خلال تفاعل الأكسدة.^[٧]

معايرة الترسيب

يتم الاعتماد في هذا النوع من المعايرة على المواد غير القابلة للذوبان والتي تميل للترسّب ومن الأمثلة المعروفة على ذلك التفاعلات الآتية:^[٧]

• تفاعل كلوريد الصوديوم مع نترات الفضة لتشكيل كلوريد الفضة: AgNO₃ + NaCl → AgCl + NaNO₃
• تفاعل ثيوسيانات الأمونيوم مع نترات الفضة لتشكيل ثيوسيانات الفضة: AgNO₃ + NH₄CNS → AgCNS + NH₄NO₃

معايرة مقياس المعقدات

يتم تشكّل المعقد عند نقطة التكافؤ، ويعدّ حمض إيثيلين أمينيتترا أسيتيك (بالإنجليزية: Ethylenediaminetetraacetic acid) واختصارًا (EDTA) من الكواشف المعروفة المستخدمة،^[٧] والمعقدات هي مركبات عضوية مشتقة من حموض أمينية كربوكسيلية، وقد سميت بهذا الاسم لأنها قادرة على تشكيل روابط مشتركة وتساندية مع الشوراد المعدنية لتشكيل حلقات خماسية عالية الثبات.^[٨]

المراجع

1. ↑ "equivalence point", teacherinabox, Retrieved 13/6/2021. Edited.
2. ^ ^{أ ب ت ث ج ح خ د ذ ر} "Equivalence Point Definition", thoughtco, Retrieved 13/6/2021. Edited.
3. ↑ "titrant", wiktionary, Retrieved 13/6/2021. Edited.
4. ↑ "Titration", britannica, Retrieved 13/6/2021. Edited.
5. ^ ^{أ ب} "Overview of Acids and Bases", libretexts, Retrieved 13/6/2021. Edited.
6. ↑ "Spectroscopy: Interaction of light and matter", khanacademy. Edited.
7. ^ ^{أ ب ت ث ج ح خ د ذ ر} "Types of Titration (Titration Chemistry)", byjus, Retrieved 13/6/2021. Edited.
8. ↑ "Complexometric Titrations", pubs, Retrieved 22/6/2021. Edited.