التحليل الكمي

1 . مقدمة :

يعتبر التحليل الكيميائي من أكثر الفروع التطبيقية أهمية في الكيمياء لأنه يساعدنا على تحديد هوية العناصر و المركبات الموجودة و كذلك كمياتها . و يقسم التحليل الكيميائي إلى :

أ – التحليل الكيفي النوعي أو الوصفي : يساعدنا هذا النوع من التحليل على تحديد أنواع العناصر أو الأيونات الداخلة في تركيب المادة المدروسة ( العينة ) .

ب – التحليل الكمي :  يساعدنا هذا النوع من التحليل على تحديد كمية كل عنصر من العناصر أو الأيونات الداخلة في تركيب المادة المدروسة ( العينة ) .

نبدأ عادة عند دراسة مركبٍ ما مجهول بالتحليل الكيفي النوعي لمعرفة العناصر في العينة ثم نعمل على تحديد كمية كل عنصر و نسبته المئوية في المركب المدروس اعتمادا على طرق التحليل و على قوانين التحليل . تزداد صعوبة التحليل مع ازدياد عدد العناصر الموجودة في العينة نظرا لوجود تفاعلات متشابهة أو متقاربة تتداخل مع بعضها البعض أثناء عملية التحليل و لهذا يجب اختيار التفاعل المناسب كما يجب فصل أو إبعاد العناصر التي تتداخل تفاعلاتها قبل البدء بعملية التحليل .

يقسم التحليل الكمي على الأفرع التالية :

أ – التحليل الكمي الحجمي ( وهو موضوع دراستنا ) : يعتمد على قياس حجم المحلول المعلوم التركيز ( القياسي ) اللازم للتفاعل مع كمية أو حجم محدد من المادة المجهولة التركيز ( العينة المراد دراستها ) .

ب – التحليل الوزني : يعتمد على فصل العنصر أو المادة المطلوب تقدير كميتها بإحدى الطرق الكيميائية اعتمادا على خواصها .

ج – التحليل الآلي : يعتمد على الصفات الفيزيائية  و الكيميائية للمادة و على استخدام الآلات و الأجهزة لتحديد نوع و كمية المادة بدقة عالية .

فوائد التحليل الكيميائي :

أ – التعرف على المواد الكيميائية  العضوية و غير العضوية .

ب – تحديد بنية المادة الكيميائية و صيغتها الكيميائية .

ج – تحديد جودة و صلاحية المواد المختلفة المستخدمة في صناعة الغذاء ، الدواء ، المواد الزراعية ....الخ .

2 . تصنيف طرق التحليل الكمي الحجمي ( أنواع المعايرات ) :

يتم التصنيف بحسب التفاعلات الكيميائية الحاصلة أثناء عملية التحليل و المعايرة ما بين المادة المعلومة التركيز ( المحلول القياسي ) و المادة المدروسة ( المحلول المجهول )  :

أ – معايرات التعادل : ( تفاعل الحموض مع القلويات ) :

تتفاعل أيونات الهيدروجين الحمضية مع ايونات الهيدروكسيد القلوية

و يرافق هذا التفاعلات تغيرات في قيمة الرقم الهيدروجيني pH .

ب . معايرات التأكسد و الاختزال : ( تفاعلات المواد المؤكسدة مع المختزلة ) :

يحصل فيها بعض الانتقالات الإلكترونية بين المواد المتفاعلة تؤدي إلى تغيرات في أرقام الأكسدة و يرافق هذه المعايرات تغيرات في الجهد الكهربائي .

ج – معايرات الترسيب : تعتمد على التفاعلات الكيميائية التي يرافقها تشكيل رواسب قليلة الذوبان أثناء المعايرة و ذلك باستخدام محلول قياسي مناسب ( المرسب ) .

يشترط في التفاعل الكيميائي المستخدم في المعايرة أن يكون :

أ – سريعا و يفضل عدم استخدام الحرارة أو المواد الحافزة في تسريعه .

ب – محددا بمعادلة كيميائية موزونة و ثابتة .

ج – تاما أي أن تكون قيمة ثابت الإتزان كبيرة  K >108

د – واضحا في تغيير خواص المحلول عند نقطة التكافؤ ( أو نقطة نهاية المعايرة ) كتغيير في اللون أو تشكل راسب أو اختفاؤه .

هـ - إنتقائيا ( نوعيا ) أو مميزا أي أن تتحد المادة القياسية مع المادة المدروسة ( المجهولة ) و ليس مع أي مادة أخرى أو الشوائب الموجودة فيها .

3 . المعايرة :

المعايرة هي العملية التي يتم فيها تحديد الحجم المستهلك من المحلول القياسي للوصول إلى التفاعل التام مع حجما محددا من المحلول المجهول التركيـز و يتـم ذلك بعدة طرق مختلفة  :

أ – المعايرة المباشرة : يتفاعل المحلول القياسي بشكل مباشر مع المحلول المجهول .

ب – المعايرة غير المباشرة : تتفاعل العينة مع مادة مناسبة لتعطي مادة مكافئة للعينة المجهولة و التي يتم معايرتها بمحلول قياسي .

ج – المعايرة الخلفية : نأخذ حجما محددا بدقة و بشكل فائض من المحلول القياسي الأول و نفاعله مع حجم محدد من المادة المجهولة و من ثم نعاير الكمية المتبقية من المحلول القياسي الأول بمحلول قياسي ثانٍ آخر . و بهذه الطريقة نستطيع معرفة الحجم المستهلك من المحلول القياسي الأول المتفاعل مع المادة المجهولة و بالتالي نتمكن من تحديد تركيز المادة المجهولـة ( العينة ) .

و مهما تكن الطريقة المستخدمة فإنها تتوقف على المذيب أو الوسط و الذي تتم فيه المعايرة لهذا تقسم المعايرات إلى :

أ – معايرات مائية : يستخدم فيها الماء كمذيب ( معايرة المحاليل المائية ) .

ب – معايرات لا مائية : تستخدم إحدى المذيبات العضوية مثل الكحولات أو الأسترات ، الأثيرات ،....إلخ .

4 . نقطة التكافؤ و نقطة نهاية المعايرة :

نقطة التكافؤ هي نقطة نظرية يصعب تحديدها بشكل عملي و هي تدل على لحظة التفاعل التام بين المحلول القياسي و المحلول المجهول ، أنها النقطة التي يتساوى عندها عدد المكافئات الغرامية للمحلول القياسي مع عدد المكافئات الفراغية للمحلول المجهول .

أما نقطة نهاية المعايرة فهي النقطة العملية التطبيقية التي تحدد لحظة نهاية المعايرة نتيجة لتغيير مفاجيء في إحدى الخصائص الفيزيائية أو الكيميائية للمحلول كظهور لون أو تشكل راسب أو ذوبانه , تغير في قيمة pH أو الحرارة النوعية أو شدة التيار الكهربائي و هي قريبة من نقطة التكافؤ النظرية ( قبلها أو بعدها )

5 . الدليل :

الدليل عبارة عن مركب كيميائي تتم إضافته أثناء المعايرة بكمية ضئيلة جدا تتســبب في إحداث تغيرا ملحوظا لإحدى الخصائص الفيزيائية أو الكيميائية للمحلول و يساهم في تحديد نقطة نهاية المعايرة و التي يجب أن تتطابق مع نقطة التكافؤ أو أن تكون قريبة جدا منها ما أمكن و عمليا يوجد فارق ضئيل جدا بين النقطتين يعبر عنه بخطأ الدليل . و الدليل يختلف بحسب المعايرة كما سوف نرى ذلك لاحقا .

6 . مبدأ التحليل الكمي الحجمي و قانون المعايرة :

يتم تحديد تركيز المادة المجهولة ( معلومة الحجم ) باستخدام مادة قياسية معلومة التركيز و الحجم ، و بالاعتماد على قانون مور الذي ينص على أنه يتم الوصول إلى نقطة التكافؤ عندما يتساوى عدد المكافئات الغرامية .

(المحلول القياسي)     N1V1 = N2V2       (المحلول المجهول)

حيث أن :

V1 = حجم المحلول المجهول بالميليلتر

N1 = تركيز المحلول المجهول بالعياري ( عدد المكافئات الغرامية في اللتر )

V2 = حجم المحلول القياسي بالميليلتر

N2 = تركيز المحلول القياسي بالعياري ( عدد المكافئات الغرامية في اللتر )

و يمكن كتابة قانون مور بالشكل التالي :

(المحلول القياسي)  (المحلول المجهول)

حيث أن :

M = وحدة لقياس التركيز بالمولارية ( عدد المولات باللتر ) .

V = قياس الحجم بالمليلتر .

n = عدد المولات وفقا لمعادلة التفاعل .

7 . طرق التعبير عن التركيز

يتم التعبير عن كمية المادة المذابة في المحلول بعدة طرق منها :

أ – التركيز الجزيئي M ( المولاري ) : و هو عدد المولات من المادة المذابة في لتر واحد من المحلول ، أي أن :

( 1 )………

حيث أن

M = عدد المولات في اللتر          mole/L

C = وزن المادة المذابة في لتر         g/L

m = وزن المول بالجرام              g/mol

و المولارية تعطى بالعلاقة التالية :

حيث تمثل V حجم المحلول المطلوب تحضيره بوحدة الميللتر .

ب ـ التركيز العياري N : عدد الأوزان المكافئة الغرامية من المادة المذابة في لتر من المحلول Eq/L .

يعطى الوزن المكافيء الغرامي بالعلاقة التالية :

( 2 )………

E = عدد المكافئات الغرامية في المول Eq/mol

M = وزن المول بالغرام g/mol

n = عدد المتبادلات

و عليه  فإن :

و بعد معرفتنا لعدد المكافئات الغرامية في المول الواحد E نستطيع حساب العيارية N  من خلال العلاقة التالية :

( 3 )………

حيث :

C = وزن المادة المذابة في لتر g/L

E = عدد المكافئات الغرامية في المول Eq/mol

N = عدد المكافئات الغرامية في لتر من المحلول Eq/L

يوجد أجزاء المكافيء الغرامي و هي الميلي مكافيء الغرامي. و من خلال العلاقـات السابقة 1 ، 2 و 3 نحصل على العلاقة التالية و التي تربط التركيز العياري بالتركيز المولاري :

N = n M………( 4 )

ج – التركيز الوزني : وزن المادة المذابة في لتر من المحلول g/L

من العلاقة رقم 1 نحصل على :

C = m M

و من العلاقة رقم 3 نحصل على :

C = N E

د – التركيز بالنسبة المئوية : و يقسم إلى :

1 – التركيز بالنسبة المئوية الوزنية - الوزنية w/w % : وزن المادة المذابة بالجرامات في 100 غرام من المحلول .

2 – التركيز بالنسبة المئوية الوزنية – الحجمية w/v % : وزن المادة المذابة بالجرامات في 100 مليلتر من المحلول .

3 – التركيز بالنسبة المئوية الحجمية -  الحجمية v/v % : حجم المادة المذابة بالمليلتر في 100 مليلتر من المحلول .

4 – التركيز بالنسبة المئوية الحجمية – الوزنية v/w % : حجم المادة المذابة بالمليلتر في 100 غرام محلول .

هـ - التركيز بوحدة عدد الأجزاء في المليون ppm : وزن المادة المذابة بالملي غرام في كيلو غرام مذيب أو لتر  مذيب . و يمكن أن نقول وزن المادة المذابة بالميكروغرام في غرام واحد مذيب أو مليلتر واحد مذيب .

و – التركيز بوحدة عدد الأجزاء في البليون ppb : وزن المادة المذابة بالميكروغرام في كيلو غرام مذيب أو لتر مذيب .

ز – التركيز المولالي L : عدد الجزيئات الغرامية ( المولات ) المذابة في كيلو غرام مذيب mol/Kg .

8 . الأخطاء المرتكبة و الشروط الأساسية اللازمة للتحليل :

ترتكب العديد من الأخطاء أثناء المعايرة و هي أخطاء لا يمكن تجنبها مثل الخطأ المرتكب نتيجة استخدام دليل ما يتغير لونه قبل نقطة التكافؤ أو بعدها ( خطأ الدليل ) .، خطا تقدير حجم المادة المجهولة و يعود إلى دقة الماصة المستخدمة ، خطأ تقدير حجم المحلول القياسي و الذي يعود إلى دقة السحاحة المستخدمة ، خطا تقدير وزن المـادة والذي يـعود إلى خـطأ الميزان أو حساسيته ( أخطاء الأدوات ) . و هناك أخطاء تعود للصدفة و هي غير محددة ، كما توجد أخطاء تعود إلى عيب في طريقة التحليل كعدم نقاوة المواد و كذلك دقة الأجهزة المستخدمة ، و أخيرا هناك خطأ الكيميائي أو المجرب . و لهذا لابد من توفير العديد من الشروط أثناء المعايرة و التي تختلف باختلاف التفاعلات المستخدمة في التحليل و من أهم هذه الشروط نذكر :

أ – يجب استخدام أدوات نظيفة و أحيانا جافة تماما .

ب – يجب استخدام أجهزة قياس  و أدوات حساسة جدا و دقيقة .

ج – يجب اعتماد طريقة مناسبة للتحليل و اختيار الشروط الأمثل للمعايرة من حيث درجة الحرارة و التركيز و الرقم الهيدروجيني .... إلخ  بحيث نحصل على النتائج المطلوبة بالدقة و السرعة المناسبتين .

د – يجب اخذ عينات متجانسة تمثل المادة الأصلية المدروسة ( المجهول ) .

هـ - يجب تحديد نقطة نهاية المعايرة بدقة و اختار الدليل المناسب الأقرب إلى نقطة التكافؤ .

و – يجب إضافة المحلول القياسي قطرة قطرة عند الإقتراب من نقطة نهاية المعايرة مع التحريك السريع و مراعاة غسل جوانب الدورق المخروطي بقليل من الماء المقطر لإزالة القطرات العالقة على الجدار الداخلي و لضمها إلى مزيج المعايرة .

ز – يجب إيقاف المعايرة فور الوصول إلى التغير المطلوب كظهور لون أو اختفاؤه أو تغيره على أن يكون هذا التغير ثابتا لمدة لا تقل عن دقيقتين .

ح – تكرار المعايرة ثلاث مرات على الأقل .

ط – توخي الدقة في العمل من وزن و قياس الحجوم و حساب النتائج .

9 . الحسابات الكيميائية و معالجة النتائج

يقوم الكيميائي بالعمليات التالية بعد إتمام المعايرة :

أ – تسجيل الحجوم و الأوزان المستخدمة في كل معايرة .

ب – حساب النتائج وفقا لقوانين المعايرة التي ذكرت سابقا .

ج – اختيار أفضل النتائج بعد القيام بثلاث تجارب على الأقل و هذا يعني استبعاد النتائج الشاذة إن وجدت و أن لا يكون هناك فروق في الحجوم أكثر من 0.1 مليلتر .

د – حساب وسطي النتائج من خلال العلاقة التالية :

هـ - حساب الإنحراف المعياري للتعرف على دقة العمل :

ثم نكتب النتيجة بالشكل التالي :

و – حساب الإنحراف المعياري النسبي للتعرف على مقدار الخطأ المرتكب

ز – حساب الإنحراف المعياري النسبي المئوي للتعرف على النسبة المئوية للخطأ المرتكب :

10 . تخفيف المحاليل

يهدف تخفيف المحاليل إلى التقليل من تركيزها المعلوم و يصاحب هذه العملية تغير في حجم المحلول النهائي . و تتم عملية التخفيف إما باستخدام الماء المقطر أو أي مذيب آخر أو أي محلول من نفس النوع أو أي محلول آخر.

نستخدم العلاقة التالية لحساب حجم المحلول المركز اللازم أخذه و تخفيفه إلى الحجم المطلوب

(المحلول المخفف النهائي)    M1V1 = M2V2    (المحلول المركز قبل التخفيف)

11 . تحضير المحاليل القياسية

المحلول القياسي هو محلول معلوم التركيز بدقة متناهية و لهذا يجب العمل بدقة أثناء تحضير المحاليل القياسية لأنها ستستخدم لاحقا لتحديد تراكيز المواد المجهولة ( أو العينات ) .

توجد طريقتان لتحضير المحاليل القياسية و ذلك وفقا لطبيعة المركب الكيميائي المستخدم في التحضير كما سنرى .

أ – الطريقة المباشرة : تستخدم لتحضير المحاليل القياسية للمواد التي تتمتع بالشروط التالية :

1 – ثابتة لا يطرأ عليها أي تفكك أو تغير كيميائي مع الزمن .

2 – عالية النقاوة و أن تكون نسبة الشوائب فيها محددة بدقة .

3 – معروفة التركيب الكيميائي .

4 – إن كانت شرهة للماء فيجب أن تكون معلومة الرطوبة ( محتوى الماء ) .

و طريقة التحضير تتلخص بما يلي :

تجفف المادة الثابتة لطرد آثار الرطوبة التي تحتويها و هو الأفضل أو تؤخذ الرطوبة و الشوائب الأخرى بعين الاعتبار عند حساب وزن الكمية اللازمة للتحضير . و عملية الوزن تتم بواسطة ميزان تحليلي حساس  و يجب الإنتباه إلى دقة الوزن بعدها تحل المادة المذابة حتى الحجم المطلوب في دورق عياري .

يمكننا تحضير العديد من المواد بالطريقة المباشرة مثل حمض الأكساليك ، بيكربونات الصوديوم أو البوتاسيوم ، كلوريد الصوديوم أو البوتاسيوم ، كربونات الصوديوم أو البوتاسيوم ، نترات الفضة , و غيرها .

ب – الطريقة غير المباشرة : تستخدم لتحضير المحاليل القياسية للمركبات الكيميائية التي لا تتوفر فيها إحدى الشروط السابقة الذكر ، و يمكننا تحضير المحاليل القياسية للمركبات النقية الصلبة مثل القلويات التي تعتبر شرهة للماء كهيدروكسيد الصوديوم أو البوتاسيوم أو المركبات السائلة الموجودة في محاليل مائية مثل حمض الهيدروكلوريك و حمض الكبريتيك و حمض النيتريك و هيدروكسيد الأمونيوم ...إلخ ، أو المواد القابلة للتفكك مثل فوق أكسيد الهيدروجين و كذلك المواد السهلة التطاير مثل اليود .

و لتحضير المحاليل القياسية بالطريقة غير المباشرة   نتبع الخطوات التالية :

1 – تحضير محلول يزيد تركيزه عن التركيز المطلوب بنسبة 10 – 20 ٪ بالطريقة المباشرة .

2 – يعاير المحلول المحضر باستخدام محلول قياسي محضر بدقة .

3 – يحسب تركيز المحلول المحضر و من ثم يخفف إلى التركيز المطلوب بدقة.

4 – يتم التحقق من تركيز المحلول القياسي الناتج عن التخفيف بمحلول قياسي آخر محضر بدقة و بشكل مسبق .

12 . الأجهزة و الأدوات المستخدمة في عمليات المعايرة

 1 - الميزان الكيمائي: تختلف الموازين الكيمائية حسب الغرض الذي تستخدم من أجله في نوعيتها وحساسيتها. ويجب الإلمام بطريقة استعمال الميزان والمحافظة على نظافته، وألا توزن فيه مواد ساخنة أو باردة. وهناك طريقتان للوزن:

أ - الوزن المباشر، بأن يصفر الميزان ويوضع عليه إناء الوزن، ثم تضاف المادة المراد وزنها. والفرق بين الوزن يساوي وزن المادة.

ب - الوزن بالفرق، حيث يوزن الإناء وبداخله المادة، ثم تفرغ منه المادة في الكأس ويعاد وزنه. والفرق في الوزن يعبر عن وزن المادة.

2 - الدورق القياسي : (الشكل 1) ذات أحجام مختلفة، ذات عنق محفور عليـه علامة ( __ ) على هيئة خط دائري يبين الحد الذي  يجب أن يصل إليه سطح السائل. كما توجد دلالة كتابية لحجم الإناء. يجب مراعاة قراءة السطح عند أسفل سطح السائل المقعر .

3 - الماصة : وهي عبارة عن أنبوب زجاجي به انتفاخ في الوسط. بها علامة توضح الحد الذي تملأ به ليعطي الحجم المطلوب. تملأ بواسطة مطاطية معينة تسمى مالئة الماصة الشكل(4).وعلى مالئة الماصة ثلاث حروف، (A) وتستخدم لتفريغ الهواء داخل الكرة، (S) لعملية سحب المحلول إلى داخل الماصة وحرف (E) لتفريغ المحلول خارج الماصة.

4 - السحاحة: أنبوبة زجاجية مدرجة، يوجد بطرفها الأسفل صنبور زجاجي بمحبس. معدة لتؤخذ منها أحجام مختلفة بالإزاحة التنقيطية. مدرجة إلى سنتمترات مكعبة ( مل) وكل سنتمتر مكعب مدرج إلي عشرسنتمتر10/1 مكعب.ويراعى في استخدامها: تثبت رأسياً في حامل وماسك بإحكام ورفق. تغسل بالسائل المستخدم قبل ملئها. تملأ بواسطة قمع صغير حتى يصل سطح السائل أعلى فوق تدريج الصفر.ثم يرفع القمع ويضبط الصفر. تتم قراءة السحاحة في مستوى العين. عند النهاية تغسل جيداً بالماء.

5 - دورق مخروطي : ينقل إليه المحلول من الماصة. تسهل تحريكه.       

6 - المخبار المدرج : يستخدم لنقل المحاليل غير القياسية.حيث تقيس أحجام تقريبية. 

طريقة المعايرة :

يمسك صنبور السحاحة باليد اليسرى بالأصابع الثلاث ما في الشكل(9) ثم يضاف المحلول القياسي من السحاحة بالتنقيط. تستعمل اليد اليمنى لتحريك دورق المعايرة.

13 . الأهداف العامة لعملي الكيمياء التحليلية

أ – التعرف على الأدوات و الأجهزة المستخدمة في التحليل الكيميائي و التدرب على استخدامها و التعامل معها بشكل صحيح .

ب – التعرف على بعض المواد الكيميائية و على خصائصها الفيزيائية و الكيميائية و على محاليلها و كيفية تحضيرها .

ج – التدرب على كتابة المعادلات بشكل صحيح .

د – التدرب على اختيار الدليل المناسب للمعايرة .

هـ - التدرب على إجراء المعايرات الكيميائية المختلفة بالشكل الصحيح و بثقة عالية .

و – التدرب على إجراء الحسابات الكيميائية و حسابات التراكيز و النقاوة و عدد جزيئات ماء التبلور......إلخ .

معايرات التعادل

يتفاعل الحمض مع القلوي مهما كانت قوة الحمض أو القلوي و نحصل على ملح و ماء

و نرمز لها بالرمز المبسط

يرافق هذا التفاعل تغيرات في قيمة pH المحلول تبعا لتغير تركيز أيونات H+ و OH¯ و تأخذ قيم 14 ≥ pH ≥ 0 .

عند معايرة حمض مع قاعدة قياسية ينخفض تركيز الحمض بشكل تدريجي في وعاء التحليـل و بذلك تزداد قيمة pH حتى الإقتراب من نقطة التكافؤ التي يكون التغير حولها حادا و مفاجئا ، بعدها يختفي الحمض تماما و يصبح الوسط قلويا و تزداد قيمة pH  ببطء مع ازدياد كمية القلوي المضافة تزداد دقة المعايرة مع تزايد القفزة المرافقة لقيمة pH المحلول قرب نقطة التكافؤ ( أي قبل و بعد نقطة التكافؤ ) . أما عند معايرة قلوي بحمض قياسي فإن التغيرات في pH  المحلول ستكون معاكسة للحالة السابقة .

ترتبط قيمة pH المحلول الناتج عند نقطة التكافؤ بطبيعة الملح المتشكل و تأخذ القيم التالية :

pH = 7 عندما يكون الملح ناتج عن تفاعل حمض قوي مع قلوي قوي .

pH > 7 عندما يكون الملح ناتج عن تفاعل حمض ضعيف مع قلوي قوي ، و السبب في ذلك تفاعل الشق الحمض الضعيف مع الماء ( تميؤ الملح ) .

pH < 7 عندما يكون الملح ناتج عن تفاعل حمض قوي مع قلوي ضعيف ، و السبب في ذلك تفاعل الشق القلوي الضعيف مع الماء ( تميؤ الملح ) .

تستخدم الدلائل لتحديد نقطة نهاية المعايرة نظرا لعدم حدوث أي تغير ملحوظ يرافق تفاعلات التعادل و يدل على نقطة التكافؤ التي يتساوى عندها عدد مكافئات الحمض مع عدد مكافئات القلوي . و لتحديد كمية المادة نلجأ إلى العلاقات الخاصة بالتعبير عن التركيز السابقة الذكر .

الدليل عبارة عن حمض ضعيف أو قلوي ضعيف يتغير لونه في مجال محدد من قيم pH  يعرف بمجال الدليل . و هذه الحموض أو القلويات تكون ضعيفة التأين و يكون لون أيوناتها مختلف تماما عن لون الجزيئات غير المتأينة . يتم اختيار الدليل المناسب الذي سيتغير لونه عن pH  قريبة من  pH نقطة التكافؤ المتوقعة .

و من أهم الدلائل المستخدمة في معايرات التعادل هي :

أ – دليل الميثيل البرتقالي Methyl Orange : و هو عبـــارة عن مركب عضـوي مذبذب الخواص ضعيف القلوية ROH  يتغير لونه في المجال pH تتراوح قيمها من 3.1 - 4.4 . يأخذ اللون الوردي عند قيم pH أقل من أو تساوي 3.1 ( الشكل الحمضي المتأين ) و يأخذ اللون الأصفر عند قيم pH أكبر من أو يساوي 4.4 ( الشكل القلوي غير المتأين ) و يأخذ اللون البرتقالي في المجال pH المحصور ما بين 3.1 – 4.4 .

ب – دليل الفينولفثالين Phenolphthalein : و هو عبارة عن حمض ضعيف RH يتغير لونه في مجال pH  يتراوح ما بين 8-10 . يكون عديـم اللون عند قيم pH أقل من أو تسـاوي 8 ( الشكل الحمضي غير المتأين ) و يأخـذ اللون الأحمـر عند قيم pH أكبر من أو يسـاوي 10 ( الشكل القلوي المتأين ) و يأخذ اللون الوردي في المجـال pH المحصـور ما بين 8 – 10 .

يستخدم دليل الفينولفثالين عند تعادل الحموض الضعيفة مع القلويات القوية في حين يستخدم الميثيل البرتقالي عند تعادل القلويات الضعيفة مع الحموض القوية .

و هناك العديد من أدلة التعــادل مثل أحمــر الميثيل  Methyl Red  و بروموثايمول الأزرق Bromothymol Blue .

 و فيما يلي طرق تحضير بعض الأدلة الهامة :

1 - الفينولفثالين 0.1 ٪  ذوب 1 جرام من الكاشف في 70  مل من الإيثانول 95٪، ثم خفف المحلول لحد 1 لتر بإضافة الماء المقطر.

2 - الميثيل البرتقالي 0.1 ٪ ذوب 1 جرام من الكاشف في الماء المقطر لحد 1 لتر.

3 - الميثيل الأحمر 0.1٪ : أطحن 0.1 جرام من الكاشف ثم أذبه في 37 ميللتر من هيدروكسيد الصوديوم تركيز 0.1 مولاري، خفف الخليط بالماء المقطر لحد 1 لتر.

4 - بروموثايمول الأزرق 0.1 ٪ : اطحن 1 جرام من الكاشف ثم أذبه في 16 ميللتر من هيدروكسيد الصوديوم تركيز 0.1 مولاري، خفف الخليط بالماء المقطر لحد 1 لتر.

5 - أليزرين الأصفر 0.1 ٪: ذوب 1 جرام من الكاشف في 00 2 ميللتر من الإيثانول 95٪، ثم خفف المحلول ليصل إلى 1 لتر بإضافة الإيثانول 95٪.

6 - الفينول الأحمر 0.1٪: اطحن 1 جرام من الكاشف ثم أذبه في 28.2 ميللتر من هيدروكسيد الصوديوم تركيز 0.1 مولاري، خفف الخليط بالماء المقطر لحد 1 لتر

text-align: justify; margin: 0cm 0cm