المعايرة هي تقنية تستخدم في الكيمياء التحليلية ل تحديد التركيز حمض أو قاعدة غير معروفة. تشتمل المعايرة على الإضافة البطيئة لمحلول واحد حيث يكون التركيز معروفًا لأحد الأشخاص حجم محلول آخر حيث يكون التركيز غير معروف حتى يصل التفاعل إلى المطلوب مستوى. بالنسبة لمعايرة الحمض / القاعدة ، يتم الوصول إلى تغيير اللون من مؤشر الأس الهيدروجيني أو القراءة المباشرة باستخدام مقياس درجة الحموضة. يمكن استخدام هذه المعلومات لحساب تركيز الحل غير المعروف.
إذا تم رسم الرقم الهيدروجيني لمحلول حمضي مقابل كمية القاعدة المضافة أثناء المعايرة ، فإن شكل الرسم البياني يسمى منحنى المعايرة. تتبع جميع منحنيات المعايرة الحمضية نفس الأشكال الأساسية.
في البداية ، يحتوي المحلول على درجة حموضة منخفضة ويتسلق مع إضافة القاعدة القوية. كما يقترب الحل من النقطة حيث كل ح + يتم تحييدها ، يرتفع الأس الهيدروجيني بشكل حاد ثم يستقر مرة أخرى عندما يصبح الحل أكثر أساسية مع إضافة المزيد من الأفيونات.
يوضح المنحنى الأول حمض قوي يعاير بقاعدة قوية. هناك الارتفاع البطيء الأولي في الأس الهيدروجيني حتى يقترب التفاعل من النقطة التي تتم فيها إضافة قاعدة كافية فقط لتحييد جميع الأحماض الأولية. تسمى هذه النقطة نقطة التكافؤ. بالنسبة لتفاعل الحمض / القاعدة القوي ، يحدث هذا عند الرقم الهيدروجيني = 7. عندما يجتاز المحلول نقطة التكافؤ ، يبطئ الأس الهيدروجيني زيادته حيث يقترب المحلول من الأس الهيدروجيني لمحلول المعايرة.
ينفصل الحمض الضعيف جزئيًا فقط عن الملح. الرقم الهيدروجيني سيرتفع بشكل طبيعي في البداية ، ولكن مع وصوله إلى منطقة حيث يبدو أن المحلول مخفف ، فإن مستوى المنحدر يخرج. بعد هذه المنطقة ، يرتفع الأس الهيدروجيني بشكل حاد من خلال نقطة التكافؤ ويستقر مرة أخرى مثل تفاعل الحمض القوي / القاعدة القوية.
الأول هو نقطة نصف التكافؤ. تحدث هذه النقطة في منتصف الطريق عبر منطقة محمية حيث لا يتغير الأس الهيدروجيني بالكثير من القاعدة المضافة. نقطة التكافؤ هي عندما تتم إضافة قاعدة كافية لنصف الحمض ليتم تحويله إلى القاعدة المترافقة. عندما يحدث هذا ، تركيز H+ أيونات تساوي Kأ قيمة الحمض. خذ هذه خطوة أخرى ، pH = pKأ.
النقطة الثانية هي نقطة التكافؤ الأعلى. بمجرد أن يتم تحييد الحمض ، لاحظ أن النقطة أعلى من الرقم الهيدروجيني = 7. عندما يتم تحييد حمض ضعيف ، يبقى المحلول الأساسي بسبب قاعدة الاتحاد المترافقة للحمض في المحلول.
ينتج الرسم البياني الثالث عن الأحماض التي تحتوي على أكثر من H+ ايون للتخلي عنها. تسمى هذه الأحماض بأحماض متعددة البروتيك. على سبيل المثال ، حمض الكبريتيك (H2وبالتالي4) حمض دهني. لها اثنان H+ أيونات يمكن أن تستسلم.
هذا هو معايرة حمضين بشكل أساسي. يظهر المنحنى نفس الاتجاه كمعايرة ضعيفة للأحماض حيث لا يتغير الأس الهيدروجيني لبعض الوقت ، يرتفع ويرتفع مرة أخرى. يحدث الفرق عند حدوث التفاعل الحمضي الثاني. يحدث نفس المنحنى مرة أخرى حيث يتبع التغيير البطيء في الأس الهيدروجيني ارتفاعًا واستقرارًا.
كل "سنام" له نقطة معادلة نصف خاصة به. تحدث نقطة الحدبة الأولى عند إضافة قاعدة كافية إلى الحل لتحويل نصف H+ أيونات من التفكك الأول إلى قاعدتها المترافقة ، أو Kأ القيمة.
يوضح هذا الرسم البياني حمضًا ثنائيًا. لحمض به المزيد من أيونات الهيدروجين للتبرع [على سبيل المثال ، حامض الستريك (H3ج6ح5يا7) مع 3 أيونات الهيدروجين] سيكون للرسم البياني سنام ثالث بنقطة معادلة عند pH = pK3.