CƠ SỞ LÝ THUYẾT HÓA PHÂN TÍCH 1 pptx

KẾ HOẠCH THI VÀ PHÂN BỐ ĐIỂM ĐIỂM ĐIỂM GIỮA KỲ 20% ĐIỂM CUỐI KỲ 60% ĐIỂM THƯỜNG KỲ 20% Phân biệt hai khái niệm Hoá học phân tích Phân tích hoá học Chương 1: Đại cương về Hoá phân tích

Trang 1

CƠ SỞ LÝ THUYẾT HÓA PHÂN TÍCH 1

Năm học: 2012 – 2013 Giáo viên: Nguyễn Quốc Thắng

NỘI DUNG CHƯƠNG TRÌNH

1.PHÂN BỐ CHƯƠNG TRÌNH 2.TÀI LIỆU THAM KHẢO 3.KẾ HOẠCH THI VÀ PHÂN BỐ ĐIỂM 4.ĐỀ CƯƠNG BÀI GIẢNG

1.PHÂN BỐ CHƯƠNG TRÌNH

Nội dung Số tiết

Chương 1: Đại cương về Hoá phân tích 2

Chương 2: Các khái niệm cơ bản trong dung dịch chất điện ly 2

Chương 3: Cân bằng của phản ứng acid - baz 10

Chương 4: Cân bằng của phản ứng tạo phức 4

Chương 5: Cân bằng của phản ứng tạo hợp chất ít tan 4

Chương 6: Cân bằng của phản ứng oxi hoá – khử 5

Chương 7: Các phản ứng ion trong dung dịch nước 3

2 TÀI LIỆU THAM KHẢO

1 Trần Tứ Hiếu, Hoá học phân tích, NXB ĐH QG HN,

2002

2 Nguyễn Thạc Cát, Từ Vọng Nghi, Đào Hữu Vinh, Cơ sở

lý thuyết hoá phân tích, NXB Giáo dục, 1996

3 Hoàng Minh Châu, Từ Văn Mặc, Từ Vọng Nghi, Cơ sở hoá học phân tích, NXB khoa học và kỹ thuật, Hà Nội,

2002

4 Từ Vọng Nghi, Hoá học phân tích, Phần 1, NXB

ĐHQGHN

5 Nguyễn Thanh Khuyến, Nguyễn Thị Xuân Mai, Cân bằng ion trong Hoá phân tích, tủ sách ĐH KHTN TP HCM

Trang 2

3 KẾ HOẠCH THI VÀ PHÂN BỐ ĐIỂM

ĐIỂM

ĐIỂM GIỮA KỲ (20%)

ĐIỂM CUỐI KỲ (60%)

ĐIỂM THƯỜNG KỲ (20%)

Phân biệt hai khái niệm Hoá học phân tích Phân tích hoá học

Chương 1: Đại cương về Hoá phân tích

là một bộ môn khoa học có nhịêm vụ nghiên cứu các phương pháp phân tích, các phương tiện phân tích, các quy trình phân tích để xác định thành phần hoá học (và trong một chừng mực nào đó, để xác định cấu trúc hoá học) của các chất

Phân tích hoá học là một dịch

vụ thử nghiệm, tiến hành theo những quy trình phân tích thích hợp cho từng loại mẫu thử, từng loại thành phần, để cung cấp các thông tin cụ thể về thành phần hoá học (cấu trúc hoá học) của mẫu thử

Phân tích hoá học là một dịch

vụ thử nghiệm, tiến hành theo những quy trình phân tích thích hợp cho từng loại mẫu thử, từng loại thành phần, để cung cấp các thông tin cụ thể về thành phần hoá học (cấu trúc hoá học) của mẫu thử

→“Hoá học phân tích“ chính là sở lý thuyết của “Phân tích hoá học”

Phân loại trong hoá phân tích

Phương

pháp

phân tích

Phương

pháp

phân tích

Theo lượng chất khảo sát

Theo trạng thái chất khảo sát

Theo hàm

lượng chất

khảo sát

Theo hàm

lượng chất

khảo sát

1.1 Giới thiệu về Hoá phân tích

Phương pháp phân tích

Phân tích hoá học

Phân tích vật lý

Phân tích hoá lý

Phân tích khối lượn

g

Phân tích khối lượn

g

Phân tích thể tích

Tỉ trọng, khối lượng riêng, chiết suất

Phổ cộng hưởng

từ hạt nhân

Phổ cộng hưởng

từ hạt nhân

Phổ tia X, phát

xạ, hấp thu

Phổ tia X, phát

xạ, hấp thu

Sắc

ký

Sắc

ký

Trắc quang

Huỳnh quang

Trang 3

Theo trạng thái chất khảo sát

Theo hàm

lượng chất

khảo sát

Theo hàm

lượng chất

khảo sát

Phân tích

đa lượng

>0.01%

Phân tích

đa lượng

>0.01%

Phân tích

vi lượng

<0.01%

Phân tích

vi lượng

<0.01%

Phân tích ướt

Phân tích khô

Theo lượng chất khảo sát

Phân tích thô

>50ml

Phân tích thô

>50ml

Phân tích bán vi<50ml

Vi phân tích

<1ml

Vi phân tích

<1ml

Siêu vi phân tích

Chương 1: Đại cương về Hoá phân tích

- Vai trò của Hoá phân tích: Hóa học phân

tích đóng vai trò quan trọng và có thể nói

đóng vai trò sống còn đối vối sự phát triển

các môn hóa học khác cũng như các ngành

khoa học khác nhau, các lĩnh vực của công

nghệ, sản xuất và đời sống xã hội

- Ứng dụng: Phân tích môi trường, phân tích

khoáng liệu, phân tích hợp kim, kim loại,

phân tích dược phẩm, phân tích thực phẩm,

Chương 2: Các khái niệm cơ bản trong Hoá phân tích 2.1 Lý thuyết sự điện ly – Độ điện ly

2.2 Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu 2.3 Nồng độ và hoạt độ

2.4 Định luật tác dụng khối lượng với dung dịch điện ly

2.5 Các định luật cơ bản khác

Trang 4

2.1 Lý thuyết sự điện ly – Độ điện ly

Chất có liên kết ion / cộng hoá trị có cực

Dung môi phân cực

Phân ly hoàn toàn hoặc 1 phần thành

các ion trái dấu dưới dạng solvat hoá

Chất

điện

ly

Chất

điện

ly

Quá trình điện ly

Bản chất dung môi

Bản

chất

tan

Bản

chất

tan

Nhiệt

độ

Nhiệt

độ

Bản chất dung môi

Bản chất chất tan

Bản chất chất tan NhiệtNhiệtđộ độ Nồng

độ

Nồng

độ

- Chất điện ly mạnh

+ Các acid vô cơ: HCl, HBr, HI, HClO4, HNO3 ,

H2SO4 (nấc 1)

+ Các baz kiềm và kiềm thổ

+ Hầu hết các muối

- Chất điện ly yếu hoặc trung bình

2.2 Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu – Hằng số phân ly K

- Biểu diễn trạng thái các chất điện ly trong dung dịch

+ Chất điện ly mạnh

+ Chất điện ly yếu  lg K; pK

- Hằng số điện ly Kc

Trang 5

Các loại nồng độ:

- Nồng độ mol/lít (M)

- Nồng độ đương lượng (N)

- Nồng độ phần trăm (%)

- Nồng độ phần triệu (ppm)

- Nồng độ phần tỉ (ppb)

2.3 Nồng độ và hoạt độ

Nồng độ cân bằng: [ ] là nồng độ các chất tham gia phản ứng ở trạng thái cân bằng

Các loại nồng độ mol/lít,

nồng độ đương lượng

Các loại nồng độ mol/lít,

nồng độ đương lượng

Nồng độ ban đầu: C là nồng độ của

khi tham gia phản ứng

Nồng độ gốc:

C0 là nồng độ

của chất trước

khi đưa vào

hỗn hợp phản

ứng

Nồng độ phần triệu (Cppm)

1 triệu gam dung dịch

Nồng độ phần tỉ (Cppb)

1 tỉ gam dung dịch

Là khối lượng (g) chất tan

Trang 6

(i): là hoạt độ của cấu tử i

(i) = [i] fi trong đó fi là hệ số hoạt độ của cấu tử i

Hoạt độ của chất

rắn hoặc chất lỏng

nguyên chất nằm

cân bằng với dung

dịch = 1

Trong dung dịch loãng, hoạt độ của dung môi = đơn vị

Hoạt độ của chất khí nằm cân bằng với dung dịch = áp suất riêng phần của chất khí đó

(i): là hoạt độ của cấu tử i (i) = [i] fi trong đó fi là hệ số hoạt độ của cấu tử i Hoạt độ của chất

rắn hoặc chất lỏng nguyên chất nằm cân bằng với dung dịch = 1

Trong dung dịch loãng, hoạt độ của dung môi = đơn vị

Hoạt độ của chất khí nằm cân bằng với dung dịch = áp suất riêng phần của chất khí đó

Hệ số hoạt độ của các ion phản ánh tương tác tĩnh

điện giữa các ion với nhau thông qua lực ion I

Hệ số hoạt độ của các ion phản ánh tương tác tĩnh

điện giữa các ion với nhau thông qua lực ion I

Dung dịch loãng

Dung dịch có 0.02 < I < 0.2

Dung dịch có I > 0.2

2.4 Định luật tác dụng khối lượng

- Cân bằng acid – baz: HCOOH + H2O ⇌ H3O+ + HCOO-

NH3 + H2O ⇌NH4 + OH

Cân bằng tạo phức Cu2+ + 4NH3 ⇌ [Cu(NH3)4 ]2+

- Cân bằng tạo hợp chất ít tan: Ag+ + Cl- ⇌ AgCl ↓

- Cân bằng phân bố chất tan giữa hai dung môi không trộn lẫn: (I2)nước ⇌ (I2)benzen

Viết biểu thức định luật tác dụng khối lượng cho các cân bằng sau:

Trang 7

Giả sử có cân bằng sau

- Biểu diễn cân bằng theo chiều nghịch

K2= A a Ba

Ee Dd= 𝐾1−1

Biểu thức ĐL TDKL

eE + dD ⇌ aA + bB

aA + bB ⇌ eE + dD

K1= E

e D d

A a B b

CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+ K1 = 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂 − (H + )

𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻

CH3COO- + H+ ⇌ CH3COOH K2 = (𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻)

𝐻 + (𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂 − ) = 𝐾1−1

Tổ hợp cân bằng

- Nhân cân bằng với thừa số n

- Cộng cân bằng

𝐻3𝑃𝑂4 ⇌ H+ + 𝐻2𝑃𝑂4− 𝐾𝑎1

𝐻2𝑃𝑂4−⇌ H+ + H𝑃𝑂42− 𝐾𝑎2 𝐻𝑃𝑂42−⇌ H+ + 𝑃𝑂43− 𝐾𝑎3

𝐻3𝑃𝑂4 ⇌ 3H+ + 𝑃𝑂43− 𝐾 = 𝐾𝑎1 𝐾𝑎2 𝐾𝑎3

5x Fe2+ − 1 𝑒 ⇌ Fe3+ 𝐾1 1𝑥 𝑀𝑛𝑂4−+ 8𝐻++ 5𝑒 ⇌ Mn2+ + 4H2O 𝐾2

5Fe2+ + 𝑀𝑛𝑂4− +8H+ ⇌ 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

Tổ hợp cân bằng

Định luật bảo toàn proton

Viết biểu thức định luật bảo toàn proton cho

các hệ

- Nước nguyên chất

- DD HCl

- DD chứa hh CH 3 COOH

C 1 M và HCl C 2 M

- DD chứa hh CH 3 COONa

C 1 M và NaOH C 2 M

- DD chứa hh CH 3 COOH C 1 M

và CH 3 COONa C 2 M

Viết biểu thức định luật bảo toàn proton cho các hệ

- Nước nguyên chất: mức không H2O

H2O ⇌ H+ + OH-

→ [H+] = [OH-]

- DD HCl: mức không HCl, H2O HCl → H+ + Cl

-H2O ⇌ H+ + OH-

→ [H+] = [Cl-] + [OH-]

Trang 8

Viết biểu thức định luật bảo toàn proton cho các hệ

- DD chứa hh CH3COOH C1M và HCl C2M

HCl → H+ + Cl

-CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+

H2O ⇌ H+ + OH-

→ [H+] = [Cl-] + [CH3COO-] + [OH-]

→ [H+] = C2 + C1 – [CH3COOH] + [OH-]

Định luật bảo toàn proton Viết biểu thức định luật bảo toàn proton cho hệ

CH3COONa → CH3COO- + Na+

C1 C1 NaOH → Na+ + OH

C2 C2 Mức không: CH3COO- và H2O

CH3COO- + H+ ⇌ CH3COOH (1)

H2O ⇌ H+ + OH- (2) → [H+] = [OH-] – C2 – [CH3COOH]

Định luật bảo toàn proton

Viết biểu thức định luật bảo toàn proton cho hệ

- DD chứa hh CH3COOH C1M và CH3COONa C2M

CH3COONa → CH3COO- + Na+

C2 C2

CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+ (1)

H2O ⇌ H+ + OH- (2)

→ [H+] = [OH-] + [CH3COO-] – C2

Mức không: CH3COO- và H2O

CH3COO- + H+ ⇌ CH3COOH (1)

H2O ⇌ H+ + OH- (2)

→ [H+] = [OH-] - ([CH3COOH] - C1)

Định luật bảo toàn nồng độ đầu Nồng độ ban đầu của 1 cấu tử bằng tổng nồng độ cân bằng của các dạng tồn tại của cấu tử đó trong dung dịch

Viết biểu thức định luật bảo toàn nồng độ ban đầu cho:

- H3PO4 CM

H3PO4 ⇌ H+ + H2PO4

H2PO4- ⇌ H+ + HPO42-

HPO42- ⇌ H+ + PO4

3-C = [H3PO4] + [H2PO4-] + [HPO42-] + [PO43-]

H3PO4

H2PO4

-HPO4

2-PO 4

Trang 9

3-Định luật bảo toàn nồng độ đầu

Viết biểu thức định luật bảo toàn nồng độ ban đầu cho:

- Na2CO3 CM

Na2CO3 → 2Na+ + CO32-

CO32- + H+ ⇌ HCO3

HCO3- + H+ ⇌ H2CO3

C = [H2CO3] + [HCO3-] + [CO32-]

Chương 3: Cân bằng của phản ứng acid - baz 2.1 Định nghĩa về acid - baz

2.2 Cân bằng của nước – Thang pH 2.3 Quan hệ giữa Ka và Kb của một cặp acid – baz liên hợp

2.4 pH trong các hệ acid - baz

2.1 Định nghĩa về acid - baz

Theo Arrhenius Theo Brönsted và Lowry

Acid phân li thành

H+, baz phân ly

thành OH

-Acid có khả năng nhường proton H+, baz nhận H+

Ví dụ:

Acid + H2O H3O+ + baz Baz + H2O  acid + OH -HCl + H2O  H3O+ + Cl

-NH3 + H2O  NH4+ OH

-Ví dụ:

HCl  H+ + Cl

-NaOH  Na+ + OH

-Nhược điểm: không áp

dụng cho chất mà công

thức phân tử không có H

hoặc OH Không nêu vài

trò dung môi

Ưu điểm: nêu được vai trò của dung môi

2.2 Cân bằng của nước – Thang pH

Nước là một dung môi lưỡng tính

H2O + H2O  H3O+ + OH

-Chỉ số hoạt độ ion hidro: pH = -lg(H+)

Với dung dịch loãng: pH = -lg[H+]; pOH = -lg[OH-]

pH + pOH = 14

pH của các môi trường:

- Môi trường acid: pH < 7

- Môi trường trung tính: pH = 7

- Môi trường baz: pH > 7

K [H2O]2 = [H3O+][OH-] = KH2O (Kw)

Trang 10

2.3 Quan hệ giữa Ka và Kb của 1 cặp acid

– baz liên hợp

Acid + H2O  Baz liên hợp + H3O+ Ka

Baz + H2O  Acid liên hợp + OH- Kb

Ka càng lớn thì

Kb càng nhỏ

→Acid càng mạnh Ka càng lớn

→ Baz càng mạnh Kb càng lớn

2.5.1 pH của hệ acid mạnh hoặc baz mạnh Dung dịch acid mạnh HY CHY

Mô tả cân bằng:

H2O  H+ + OH- (1)

HY  H+ + Y- (2)

ĐL BTP: [H+] = [OH-] + [Y-]

- Nếu [Y-] >> 10-7  [H+] = [Y-] = CHY  pH = -lg CHY

- Nếu [Y-] ≈10-7  [H+] = 10𝐻−14+ + CHY

Ví dụ: Tính pH của dung dịch HCl có nồng độ 1,0.10-3M và 1,0.10-6M

2.5.1 pH của hệ acid mạnh hoặc baz mạnh

Dung dịch baz mạnh BOH CBOH

H2O  H+ + OH- (1)

BOH  B+ + OH- (2)

ĐL BTP: [H+] = [OH-] – CBOH  [OH-] = [H+] + CBOH

Nếu CBOH >> 10-7  [OH-] = CBOH  pOH = -lg BOH

Nếu CBOH ≈ 10-7  [OH-] = [OH10−14−] + CBOH

KOH 1,0.10-6M

2.5.2 pH của hệ đơn acid yếu hoặc đơn baz yếu Dung dịch đơn acid yếu HA Ca

H2O  H+ + OH- Kw (1) H A  H+ + A- Ka (2)

ĐL BTP: [𝐻+] = [OH-] + [A-] ⟹ [A-] = [𝐻+] − [OH-]

ĐL BT NĐĐ:

Ca = [HA] + [A-] ⟹ [HA] = Ca - [A-] = Ca - [𝐻+] + [OH-] ĐLTDKL Ka = H+𝐻𝐴A− ⟹ [𝐻+] = 𝐾𝑎 𝐻𝐴𝐴−

(1)

𝐻+ = 𝐾𝑎𝐶𝑎− 𝐻+ + 𝑂𝐻−

𝐻+ − 𝑂𝐻−

Trang 11

2.5.2 pH của hệ đơn acid yếu hoặc đơn baz yếu

- Nếu acid không quá yếu và nồng độ tương đối lớn,

nên [H+] >> [OH-]

+ Nếu Ca >> [H+] ⟹ [H+] = Ka

𝐶𝑎

𝐻 + ⟹ [H+]2 = Ka Ca ⟹ 𝐻+ = 𝐾𝑎𝐶𝑎

+ Nếu Ca ≈ [H+] ⟹ Giải phương trình: [H+] = Ka𝐶𝑎 − 𝐻 +

𝐻 +

- Nếu acid quá yếu và nồng độ tương đối nhỏ, nên [H+] ≈[OH-],

phải giải phương trình (1)

(1)

𝐻+ = 𝐾𝑎𝐶𝑎− 𝐻

+ + 𝑂𝐻−

𝐻+ − 𝑂𝐻−

Ví dụ:

Tính pH của dung dịch CH3COOH 0.1M, pKa = 4.75 Giả sử acid không quá yếu và nồng độ tương đối lớn,

Giả sử Ca >> [H+] (2) [H+] = 𝐾𝑎 𝐶𝑎= 10−4.75𝑥0.1 = 10-2.88 thoả mãn cả (1) và (2)

⟹ pH = 2.88

Ví dụ:

Tính pH của dung dịch acid salyxilic 10-3M, pKa = 3

Giả sử acid không quá yếu và nồng độ tương đối lớn,

Giả sử Ca >> [H+] (2)

[H+] = 𝐾𝑎 𝐶𝑎= 10−3𝑥10−3= 10-3 thoả mãn (1)

nhưng không thoả mãn (2)

Nên phải giải lại phương trình [H+] = Ka𝐶𝑎 − 𝐻 +

𝐻 +

[H+]2 + Ka.[H+] – Ca.Ka= 0 ⟹ [H+] = 6.18 x 10-4 ⟹

pH = 3.2

2.5.2 pH của hệ đơn acid yếu hoặc đơn baz yếu Dung dịch đơn baz yếu NaA Cb

NaA → Na+ + A-

H2O  H+ + OH- Kw (1) A- + H2O HA + OH- Kb (2)

ĐL BTP: [𝐻+] = [OH-] - [HA] ⟹ [HA] = [OH-] − [𝐻+]

ĐL BT NĐĐ:

Cb = [HA] + [A-] ⟹ [A-] = Cb - [HA] = Cb - [OH-] + [𝐻+]

ĐLTDKL Kb= 𝐻𝐴 OH𝐴− − ⟹ [𝑂𝐻−] = 𝐾𝑏 𝐴𝐻𝐴−

⟹ 𝑂𝐻− = 𝐾𝑏𝐶𝑏− 𝑂𝐻− + 𝐻+ (2)

𝑂𝐻− − 𝐻+

Trang 12

- Nếu baz không quá yếu và nồng độ tương đối lớn,

nên [OH-] >> [H+]

+ Nếu Cb >> [OH-] ⟹ [OH-] = Kb

𝐶𝑏

𝑂𝐻 − ⟹ [OH-]2 = Kb Cb ⟹ 𝑂𝐻− = 𝐾𝑏𝐶𝑏

+ Nếu Cb ≈ [OH-] ⟹ Giải phương trình: [OH-] = Kb𝐶𝑏 − 𝑂𝐻 −

𝑂𝐻 −

- Nếu baz quá yếu và nồng độ tương đối nhỏ, nên [OH-] ≈[H+],

phải giải phương trình (2)

(2)

𝑂𝐻− = 𝐾𝑏𝐶𝑏− 𝑂𝐻

− + 𝐻+

𝑂𝐻− − 𝐻+

Ví dụ:

Tính pH của dung dịch NH3 0.1M, pKb = 4.75 Giả sử baz không quá yếu và nồng độ tương đối lớn,

Giả sử Cb >> [OH-] (2) [OH-] = 𝐾𝑏 𝐶𝑏= 10−4.75𝑥0.1 = 10-2.88

thoả mãn cả (1) và (2)

⟹ pOH = 2.88 ⟹ pH = 11.12

Ví dụ: Tính pH của dung dịch CH3COONa 10-3M,

pKa = 4.75 ⟹ pKb = 9.25

Giả sử baz không quá yếu và nồng độ tương đối lớn,

Giả sử Cb >> [OH-] (2)

[OH-] = 𝐾𝑏 𝐶𝑏= 10−3𝑥10−4.75= 10-3.88 thoả

mãn (1) nhưng không thoả mãn (2)

Nên phải giải lại phương trình [OH-] = Kb𝐶𝑏 − 𝑂𝐻 −

𝑂𝐻 −

[OH-]2 + Kb.[OH-] – Cb.Kb = 0 ⟹ [OH-] = 7.5x 10-7

⟹ pOH = 6.12 ⟹ pH = 7.88

2.5.3 Dung dịch đệm - pH của dung dịch đệm

Dung dịch đệm là dung dịch có thể điều chỉnh sao cho pH của hệ không hoặc ít thay đổi bất kể quá trình hoá học có giải phóng hay thu nhận proton

gồm hỗn hợp 1 acid yếu

và baz liên hợp với nó

dung dịch muối acid của đa acid

Dung dịch đệm

Đệm acid:

CH3COOH /

CH3COONa

Đệm baz:

NH3 /

NH4Cl

Định dạng
Số trang	15
Dung lượng	0,99 MB