المعايرة

تتطلب عمليات المعايرة النموذجية أن يكون كل من المعاير والمادة المراد تحليلها في صورة سائلة (محلول). وعلى الرغم من أن المواد الصلبة تُذاب عادةً في محلول مائي، إلا أنه يتم استخدام مذيبات أخرى مثل حمض الخليك الجليدي أو الإيثانول لأغراض خاصة (كما هو الحال في البتروكيماويات ، المتخصصة في البترول). ^{[ 19 ]} وغالبًا ما يتم تخفيف المواد المراد تحليلها المركزة لتحسين الدقة.

تتطلب العديد من عمليات المعايرة غير الحمضية القاعدية الحفاظ على درجة حموضة ثابتة أثناء التفاعل. لذلك، يمكن إضافة محلول منظم إلى حجرة المعايرة للحفاظ على درجة الحموضة. ^{[ 20 ]}

في الحالات التي قد يتفاعل فيها مادتان متفاعلتان في العينة مع المعاير، ويكون أحدهما فقط هو المادة المراد تحليلها، يمكن إضافة محلول حجب منفصل إلى حجرة التفاعل، مما يلغي تأثير الأيون غير المرغوب فيه. ^{[ 21 ]}

قد تتطلب بعض تفاعلات الأكسدة والاختزال تسخين محلول العينة ومعايرته وهو لا يزال ساخنًا لزيادة سرعة التفاعل . على سبيل المثال، تتطلب أكسدة بعض محاليل الأكسالات التسخين إلى 60 درجة مئوية (140 درجة فهرنهايت) للحفاظ على سرعة تفاعل مناسبة. ^{[ 22 ]}  

تعتمد معايرات الحمض والقاعدة على التعادل بين الحمض والقاعدة عند مزجهما في محلول. بالإضافة إلى العينة، يُضاف مؤشر pH مناسب إلى حجرة المعايرة، يُمثل نطاق pH لنقطة التكافؤ. يُشير مؤشر الحمض والقاعدة إلى نقطة نهاية المعايرة بتغير لونه. لا تتطابق نقطة النهاية تمامًا مع نقطة التكافؤ، لأن نقطة التكافؤ تُحدد بناءً على قياسات التفاعل، بينما نقطة النهاية هي مجرد تغير لون المؤشر. لذا، يُقلل اختيار المؤشر بعناية من خطأ القياس. على سبيل المثال، إذا كانت نقطة التكافؤ عند pH 8.4، يُستخدم مؤشر الفينول فثالين بدلًا من أليزارين الأصفر، لأن الفينول فثالين يُقلل من خطأ القياس. يُبين الجدول أعلاه المؤشرات الشائعة وألوانها ونطاق pH الذي يتغير لونها فيه. ^{[ 25 ]} عندما تكون هناك حاجة إلى نتائج أكثر دقة، أو عندما تكون الكواشف عبارة عن حمض ضعيف وقاعدة ضعيفة، يتم استخدام مقياس الرقم الهيدروجيني أو مقياس التوصيل.

بالنسبة للقواعد القوية جدًا، مثل كاشف الليثيوم العضوي ، وأميدات المعادن ، والهيدريدات ، لا يُعد الماء مذيبًا مناسبًا بشكل عام، كما أن المؤشرات التي تقع قيم pKa الخاصة بها ضمن نطاق تغيرات الرقم الهيدروجيني في المحاليل المائية قليلة الفائدة. وبدلًا من ذلك، يُستخدم في المعايرة والمؤشر أحماض أضعف بكثير، وتُستخدم مذيبات لا مائية مثل رباعي هيدروفيوران (THF) . ^{[ 26 ] [ 27 ]}

يمكن تقريب قيمة الرقم الهيدروجيني (pH) أثناء المعايرة بثلاثة أنواع من الحسابات. قبل بدء المعايرة، يكون تركيز${\displaystyle {\ce {[H+]}}}$يُحسب الرقم الهيدروجيني في محلول مائي لحمض ضعيف قبل إضافة أي قاعدة. عندما يتساوى عدد مولات القواعد المضافة مع عدد مولات الحمض الأولي، أو ما يُسمى بنقطة التكافؤ ، تُحسب درجة الحموضة بنفس طريقة حساب القواعد المرافقة للحمض المُعاير. بين نقطتي البداية والنهاية،${\displaystyle {\ce {[H+]}}}$يُستخلص من معادلة هندرسون-هاسلبالخ، ويُعتبر خليط المعايرة محلولًا منظمًا. في معادلة هندرسون-هاسلبالخ، يُقال إن تركيزي الحمض والقاعدة هما التركيزان الموليّان اللذان كانا سيوجدان حتى مع التفكك أو التحلل المائي. في المحلول المنظم،${\displaystyle {\ce {[H+]}}}$يمكن حسابها بدقة، ولكن تفكك حمض الهيالورونيك ، والتحلل المائي لـ${\displaystyle {\ce {A-}}}$ويجب أخذ التأين الذاتي للماء في الاعتبار. ^{[ 28 ]} يجب استخدام أربع معادلات مستقلة: ^{[ 29 ]}

${\displaystyle [{\ce {H+}}][{\ce {OH-}}]=10^{-14}}$

${\displaystyle [{\ce {H+}}]=K_{a}{\ce {{\frac {[HA]}{[A^{-}]}}}}}$

${\displaystyle [{\ce {HA}}]+[{\ce {A-}}]={\frac {(n_{{\ce {A}}}+n_{{\ce {B}}})}{V}}}$

${\displaystyle [{\ce {H+}}]+{\frac {n_{{\ce {B}}}}{V}}=[{\ce {A-}}]+[{\ce {OH-}}]}$

في المعادلات،${\displaystyle n_{{\ce {A}}}}$و${\displaystyle n_{{\ce {B}}}}$تمثل و عدد مولات الحمض ( HA ) والملح ( XA ، حيث X هو الكاتيون)، على التوالي، المستخدمة في المحلول المنظم، وحجم المحلول هو V. يُطبق قانون فعل الكتلة على تأين الماء وتفكك الحمض لاستنتاج المعادلتين الأولى والثانية. يُستخدم توازن الكتلة في المعادلة الثالثة، حيث يكون مجموع${\displaystyle V[{\ce {HA}}]}$و${\displaystyle V[{\ce {A-}}]}$يجب أن يساوي عدد مولات الحمض والقاعدة المذابة، على التوالي. يُستخدم توازن الشحنة في المعادلة الرابعة، حيث يمثل الجانب الأيسر الشحنة الكلية للأيونات الموجبة، ويمثل الجانب الأيمن الشحنة الكلية للأيونات السالبة.${\displaystyle {\frac {n_{{\ce {B}}}}{V}}}$يمثل تركيز الكاتيون (مثل الصوديوم، إذا تم استخدام ملح الصوديوم للحمض أو هيدروكسيد الصوديوم في صنع المحلول المنظم). ^{[ 30 ]}

تعتمد معايرات الأكسدة والاختزال على تفاعل أكسدة-اختزال بين عامل مؤكسد وعامل مختزل. يُستخدم عادةً مقياس الجهد أو مؤشر الأكسدة والاختزال لتحديد نقطة نهاية المعايرة، كما هو الحال عند استخدام ثنائي كرومات البوتاسيوم كعامل مؤكسد . لا يُعد تغير لون المحلول من البرتقالي إلى الأخضر مؤشرًا قاطعًا، لذا يُستخدم مؤشر مثل ثنائي فينيل أمين الصوديوم. ^{[ 31 ]} يتطلب تحليل النبيذ للكشف عن ثاني أكسيد الكبريت استخدام اليود كعامل مؤكسد. في هذه الحالة، يُستخدم النشا كمؤشر؛ حيث يتكون مركب أزرق من النشا واليود في وجود فائض من اليود، مما يشير إلى نقطة النهاية. ^{[ 32 ]}

لا تتطلب بعض معايرات الأكسدة والاختزال استخدام مؤشر، نظرًا للون المكونات القوي. على سبيل المثال، في معايرة برمنجنات البوتاسيوم، يشير اللون الوردي الخفيف المستمر إلى نقطة نهاية المعايرة بسبب لون عامل الأكسدة الزائد برمنجنات البوتاسيوم . ^{[ 33 ]} في معايرة اليود ، عند التركيزات العالية بما يكفي، يمكن استخدام اختفاء أيون ثلاثي اليوديد ذي اللون الأحمر البني الداكن كنقطة نهاية، بينما عند التركيزات المنخفضة، تتحسن الحساسية بإضافة مؤشر النشا ، الذي يشكل معقدًا أزرقًا قويًا مع ثلاثي اليوديد.

معايرات الطور الغازي هي معايرات تُجرى في الطور الغازي ، وتحديدًا كطرق لتحديد الأنواع المتفاعلة عن طريق تفاعلها مع فائض من غاز آخر يعمل كمعاير. في إحدى معايرات الطور الغازي الشائعة، يُعاير غاز الأوزون بأكسيد النيتروجين وفقًا للتفاعل التالي:

يا ₃ + لا → يا ₂ + لا ₂ . ^{[ 34 ] [ 35 ]}

بعد اكتمال التفاعل، يتم تحديد كمية المعاير المتبقي والمنتج (على سبيل المثال، بواسطة مطيافية تحويل فورييه ) (FT-IR)؛ ويستخدم هذا لتحديد كمية المادة المراد تحليلها في العينة الأصلية.

تتميز معايرة الطور الغازي بعدة مزايا مقارنةً بقياس الطيف الضوئي البسيط . أولًا، لا يعتمد القياس على طول المسار، إذ يُستخدم نفس طول المسار لقياس كلٍّ من المُعاير الزائد والناتج. ثانيًا، لا يعتمد القياس على التغير الخطي في الامتصاصية كدالة لتركيز المادة المُحلَّلة كما هو مُحدد في قانون بير-لامبرت . ثالثًا، تُعدّ هذه الطريقة مفيدة للعينات التي تحتوي على مواد تتداخل عند الأطوال الموجية المُستخدمة عادةً للمادة المُحلَّلة. ^{[ 36 ]}

تعتمد معايرات المعقدات على تكوين معقد بين المادة المراد تحليلها والمُعاير. وبشكل عام، تتطلب هذه المعايرات مؤشرات معقدة متخصصة تُكوّن معقدات ضعيفة مع المادة المراد تحليلها. ومن الأمثلة الشائعة استخدام مؤشر النشا لزيادة حساسية معايرة اليود، حيث يكون المعقد الأزرق الداكن للنشا مع اليود واليوديد أكثر وضوحًا من اليود وحده. ومن المؤشرات المعقدة الأخرى إريوكروم بلاك تي لمعايرة أيونات الكالسيوم والمغنيسيوم ، وعامل التخليب EDTA المستخدم لمعايرة أيونات المعادن في المحلول. ^{[ 37 ]}

معايرات جهد زيتا هي معايرات يُرصد اكتمالها بواسطة جهد زيتا ، بدلاً من مؤشر ، وذلك لتوصيف الأنظمة غير المتجانسة ، مثل الغرويات . ^{[ 38 ]} من استخداماتها تحديد نقطة التعادل الكهربائي عندما تصبح الشحنة السطحية صفرًا، ويتحقق ذلك بتغيير الرقم الهيدروجيني أو إضافة مادة فعالة سطحية . كما تُستخدم أيضًا لتحديد الجرعة المثلى للتلبيد أو التثبيت . ^{[ 39 ]}

المعايرة هي نوع من المعايرة البيولوجية تُستخدم لتحديد تركيز الفيروس أو البكتيريا . تُجرى تخفيفات متسلسلة على عينة بنسبة ثابتة (مثل 1:1، 1:2، 1:4، 1:8، إلخ) حتى لا يُعطي التخفيف الأخير نتيجة إيجابية لوجود الفيروس. يمكن تحديد النتيجة الإيجابية أو السلبية بفحص الخلايا المصابة بصريًا تحت المجهر أو باستخدام طريقة مناعية إنزيمية مثل اختبار المقايسة المناعية الإنزيمية المرتبطة (ELISA). تُعرف هذه القيمة باسم العيار . ^{[ 40 ]}

على الرغم من استخدام مصطلحي نقطة التكافؤ ونقطة النهاية بشكل متبادل في كثير من الأحيان، إلا أنهما مصطلحان مختلفان. نقطة التكافؤ هي اكتمال التفاعل نظريًا: حجم المُعاير المُضاف الذي يتساوى عنده عدد مولات المُعاير مع عدد مولات المادة المراد تحليلها، أو أحد مضاعفاته (كما في الأحماض متعددة البروتونات ). أما نقطة النهاية فهي ما يُقاس فعليًا، وهو التغير الفيزيائي في المحلول كما يُحدده المؤشر أو الجهاز المذكور سابقًا. ^{[ 42 ]}

يوجد فرق طفيف بين نقطة النهاية ونقطة التكافؤ في عملية المعايرة. يُشار إلى هذا الخطأ بخطأ المؤشر، وهو غير محدد. ^{[ 43 ]}

المعايرة العكسية هي معايرة تتم بشكل معكوس؛ فبدلاً من معايرة العينة الأصلية، تُضاف كمية فائضة معلومة من الكاشف القياسي إلى المحلول، ثم تُعاير هذه الكمية الفائضة. تُفيد المعايرة العكسية إذا كان تحديد نقطة نهاية المعايرة العكسية أسهل من تحديد نقطة نهاية المعايرة العادية، كما هو الحال في تفاعلات الترسيب . كما تُفيد المعايرة العكسية أيضًا إذا كان التفاعل بين المادة المراد تحليلها والمُعاير بطيئًا جدًا، أو عندما تكون المادة المراد تحليلها في صورة صلبة غير قابلة للذوبان . ^{[ 44 ]}

• لإنتاج وقود الديزل الحيوي : يجب معادلة زيت الطهي المستعمل قبل معالجة أي دفعة منه. تُعاير نسبة من زيت الطهي المستعمل بقاعدة لتحديد حموضته، ما يسمح بمعادلة باقي الدفعة بشكل صحيح. يزيل هذا الإجراء الأحماض الدهنية الحرة من زيت الطهي المستعمل التي تتفاعل عادةً لتكوين الصابون بدلاً من وقود الديزل الحيوي. ^{[ 47 ]}
• طريقة كيلدال : هي طريقة لقياس محتوى النيتروجين في العينة. يُهضم النيتروجين العضوي إلى أمونيا باستخدام حمض الكبريتيك وكبريتات البوتاسيوم . ثم تُعاير الأمونيا عكسيًا باستخدام حمض البوريك ، ثم كربونات الصوديوم . ^{[ 48 ]}
• القيمة الحمضية : هي كتلة هيدروكسيد البوتاسيوم (KOH) بالمليغرامات اللازمة لمعايرة حمض كامل في غرام واحد من العينة. ومن الأمثلة على ذلك تحديد محتوى الأحماض الدهنية الحرة .
• قيمة التصبن : هي كتلة هيدروكسيد البوتاسيوم (KOH) بالمليغرامات اللازمة لتصبن حمض دهني في غرام واحد من العينة. يُستخدم التصبن لتحديد متوسط ​​طول سلسلة الأحماض الدهنية في الدهون.
• قيمة الإستر (أو مؤشر الإستر): مؤشر محسوب. قيمة الإستر = قيمة التصبن - قيمة الحموضة.
• قيمة الأمين: كتلة KOH بالمليغرامات تساوي محتوى الأمين في غرام واحد من العينة.
• قيمة الهيدروكسيل : كتلة هيدروكسيد البوتاسيوم (KOH) بالمليغرامات، والتي تعادل مجموعات الهيدروكسيل في غرام واحد من العينة. يتم أسيتلة المادة المراد تحليلها باستخدام أنهيدريد الخل، ثم تُعاير باستخدام هيدروكسيد البوتاسيوم.

• اختبار وينكلر للأكسجين المذاب : يُستخدم لتحديد تركيز الأكسجين في الماء. يُختزل الأكسجين في عينات الماء باستخدام كبريتات المنغنيز (II) ، التي تتفاعل مع يوديد البوتاسيوم لإنتاج اليود . ينطلق اليود بنسبة تتناسب مع كمية الأكسجين في العينة، وبالتالي يُحدد تركيز الأكسجين بمعايرة أكسدة-اختزال لليود باستخدام ثيوكبريتات الصوديوم ومؤشر النشا. ^{[ 49 ]}
• فيتامين ج : يُعرف أيضاً باسم حمض الأسكوربيك، وهو عامل اختزال قوي. يمكن تحديد تركيزه بسهولة عند معايرته بصبغة ثنائي كلوروفينول إندوفينول ( DCPIP ) الزرقاء، والتي تصبح عديمة اللون عند اختزالها بواسطة الفيتامين. ^{[ 50 ]}
• كاشف بنديكت : قد يشير ارتفاع مستوى الجلوكوز في البول إلى إصابة المريض بداء السكري . تُعد طريقة بنديكت الطريقة التقليدية لتحديد كمية الجلوكوز في البول باستخدام كاشف مُجهز. خلال هذا النوع من المعايرة، يُختزل الجلوكوز أيونات النحاس الثنائي إلى أيونات النحاس الأحادي التي تتفاعل مع ثيوسيانات البوتاسيوم لتكوين راسب أبيض، مما يدل على نقطة النهاية. ^{[ 51 ]}
• رقم البروم : مقياس لعدم التشبع في المادة المراد تحليلها، معبر عنه بالمليغرامات من البروم التي يمتصها 100  غرام من العينة.
• رقم اليود : مقياس لعدم التشبع في المادة المراد تحليلها، معبر عنه بالجرامات من اليود التي يمتصها 100  جرام من العينة.

• معايرة كارل فيشر : طريقة قياس الجهد لتحليل كميات ضئيلة من الماء في مادة ما. تُذاب عينة في الميثانول ، وتُعاير باستخدام كاشف كارل فيشر (يتكون من اليود ، وثاني أكسيد الكبريت ، وقاعدة، ومذيب، مثل الكحول ). يحتوي الكاشف على اليود، الذي يتفاعل تناسبياً مع الماء. وبالتالي، يمكن تحديد محتوى الماء من خلال مراقبة الجهد الكهربائي لليود الزائد. ^{[ 52 ]}