Chương 7 Cân Bằng Oxi Hoá Khử Và Chuẩn Độ Oxi Hoá Khử.pdf

CHƯƠNG 7 Cân bằng oxi hoá khử và chuẩn độ oxi hoá khử CHƯƠNG 7 CÂN BẰNG OXI HOÁ KHỬ VÀ CHUẨN ĐỘ OXI HÓA KHỬ 7 1 PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ 7 1 1 Định nghĩa “Phản ứng oxi hoá khử là phản ứng giữa chất oxi ho[.]

CHƯƠNG 7 CÂN BẰNG OXI HOÁ KHỬ VÀ CHUẨN ĐỘ OXI HÓA KHỬ

7.1 PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ

7.1.1 Định nghĩa

“Phản ứng oxi hoá-khử là phản ứng giữa chất oxi hoá, có khả năng nhận electron

và chất khử có khả năng cho electron” Trong phản ứng oxi hoá-khử có cho và nhận electron cho nên có sự thay đổi số oxi hoá của các chất tham gia phản ứng

Chất oxi hoá sau khi nhận electron chuyển thành chất khử liên hợp với nó, còn chất khử sau khi cho electron chuyển thành chất oxi hoá liên hợp Như vậy có 2 cặp oxi hoá-khử liên hợp

Thí dụ có phản ứng

Ce4+ + Fe2+ = Ce3+ + Fe3+

Ce4+ và Ce3+ là một cặp oxi hoá-khử liên hợp, thường được viết Ce4+/Ce3+

Fe3+ và Fe2+ là một cặp oxi hoá-khử liên hợp, thường được viết Fe3+/Ce2+

Vấn đề đặt ra là chất nào cho electron và chất nào nhận electron Để làm sáng tỏ ta xét thí nghiệm phản ứng trên điện cực sau

Lấy hai dung dịch đựng trong hai chiếc cốc, một dung dịch đựng dung dịch CuSO4, nhúng điện cực Cu, một cốc đựng dung dịch ZnSO4 nhúng điện cực Zn

Zn Cu

ZnSO4 CuSO4

Hình 7.1: Thí nghiệm xác định chiều dòng diện

Khi nối hai điện cực với nhau qua một ampe kế, kim điện kế quay chỉ chiều dòng điện chạy từ cực Cu sang cực Zn

Sau một thời gian, nồng độ CuSO4 giảm xuống, nồng độ ZnSO4 tăng lên, điện cực Cu

có khối lượng tăng lên còn điện cực Zn có khối lượng giảm đi

Các phản ứng đã xảy ra:

CuSO4 + 2e = Cu + SO4

2-Zn - 2e = Zn2+

Phương trình tổng hợp:

CuSO4 + Zn = Cu + ZnSO4 + Zn2+

Các điện tích dư được trung hoà qua cầu nối còn gọi là cầu muối

Như vậy ở đây cực Cu nhận electron, đóng vai trò như chất oxi hoá còn cực Zn cho electron, đóng vai trò chất khử Tuy nhiên nguyên nhân của hiện tượng này là do tính chất oxi hoá-khử của các chất quyết định, Zn là nguyên tố dễ cho electron hơn Cu, hay nói cách khác là Zn có tính khử mạnh hơn Cu, còn Cu có khả năng nhận electron cao hơn Zn, đó là thế oxi hoá-khử Như vậy thế oxi hoá-khử của cặp Cu2+/Cuo cao hơn cặp

Zn2+/Zno đẫn đến electron chạy từ cực Zn sang cực Cu Chất nào có khả năng nhận electron càng dễ, tính oxi hoá càng mạnh, chất nào có khả năng cho electron càng dễ, tính khử càng cao

Tương tự trong trường hợp các cặp Ce4+/Ce3+ và Fe3+/Fe2+, thế oxi hoá-khử của cặp

Ce4+/Ce3+ cao hơn cặp Fe3+/Fe2+ cho nên electron chuyển từ Fe2+ sang Ce4+

7.1.2 Thế oxi hóa khử, phương trình Nernst

Thế oxi hoá-khử là thước đo mức độ oxi hoá-khử của một cặp bất kỳ, người ta còn gọi là cường độ oxi hoá-khử Chất có thế oxi hoá-khử cao là chất có khả năng nhận electron mạnh, khả năng cho electron yếu và chất có thế oxi hoá-khử thấp có khả năng nhận electron yếu nhưng có khả năng cho electron mạnh Khi so sánh hai chất oxi hoá-khử với nhau, chất nào có thế oxi hoá-hoá-khử cao đóng vai trò chất oxi hoá còn chất nào

có thế oxi hoá-khử thấp đóng vai trò chất khử

Để tính thế oxi hoá-khử người ta dùng phương trình Nernst

E = E0

ox/kh + Trong dung dịch rất loãng, hệ số hoạt độ gần bằng 1, có thể viết lại phương trình trên:

E = E0

ox/kh + 0,059/n log([Ox]/[Kh]) Trong đó:

- E là thế của cặp oxi hoá khử nghiên cứu

- E0

ox/kh là thế ox-kh tiêu chuẩn

- n là số electron trao đổi

- R là hằng số khí, 8,3144

- T là nhiệt độ tuyệt đối

Thế oxi hoá-khử tiêu chuẩn là thế đo được trong điều kiện tiêu chuẩn, nồng độ các chất tham gia phản ứng bằng đơn vị

7.2 NHỮNG YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG TỚI THẾ OXI HOÁ-KHỬ

7.2.1 Ảnh hưởng của môi trường axit

H + tham gia vào phản ứng oxi húa khử

Khi H+ tham gia vào phản ứng oxi hoá-khử, nồng độ H+ có ý nghĩa quan trọng, nó quyết định phản ứng chạy theo chiều này hay chiều kia Hơn nữa nó còn giúp cho phản ứng xảy ra mang tính chọn lọc hơn

kh

ox

a

a nF RT

ln

Thí dụ phản ứng giữa hai cặp AsO43- với I-, nếu so sánh thế oxi hoá-khử tiêu chuẩn của các cặp AsO43-/AsO33- và I2/2I- có giá trị lần lượt là 0,57V và 0,54V như vậy I2 không thể oxi hoá được asenit, tuy nhiên khi thay đổi nồng độ H+, phản ứng chạy theo chiều ngược lại Xét cặp AsO43-/AsO33- :

AsO43- + 2 H+ + 2e AsO33- + H2O

Phương trình Nernst được viết:

E = Eo AsO

43-/AsO 3 - +

Cho nồng độ asenat bằng asenit, nếu nồng độ H+ =10-8 , thế của cặp tính được như sau:

E = 0,57 + 0,059/2.log(10-8)2 = 0,11V

Với điều kiện này, I2 oxi hoá được asenit thành asenat

Ảnh hưởng của môi trường axit

Trong một số trường hợp, ion H+ không trực tiếp tham gia vào phản ứng ox-kh nhưng môi trường axit, cụ thể là loại axit lại ảnh hưởng nhiều đến thế ox-kh

Trường hợp cặp Fe(III)/Fe(II) là cặp thuận nghịch điển hình, tuy nhiên lực ion, hoạt độ của ion H+ và nồng độ anion cũng ảnh hưởng tới thế tiêu chuẩn điều kiện

7.2.2 Ảnh hưởng của chất tạo phức

Chất tạo phức làm thay đổi thế oxi hoá-khử của các chất tham gia phản ứng

Xét cặp Fe3+/Fe2+ khi không có chất tạo phức và có chất tạo phức F

-Fe3+ + e = Fe2+

E = Eo

Khi có chất tạo phức F-có các phản ứng:

Fe2+ -e = Fe3+

Fe3+ + 6F- = FeF63-

Fe2+ + 6F- -e = FeF6

3-E = 3-E’o

FeF63-/Fe2+ + Mặt khác, từ phương trình hằng số bền của phức

Fe3+ + 6F- = FeF63- ta có

bFeF 63- = hay [FeF63-] / [F-]6 = bFeF 6 -.[Fe3+]

Vậy phương trình Nernst viết cho cặp Fe3+/Fe2+ khi có chất tạo phức là:

E = E’o

] [

] ].[

[ log 2

059 , 0

3 3

2 3

4

-+

-AsO

H AsO

] [

] [ 2

3 +

+

Fe Fe

6 2

3 6

] ].[

[

] [

log 059 ,

-F Fe FeF

6 3

3 6

] ].[

[

] [

-+

-F Fe FeF

6 2

3

] [

] [

FeF

Fe

Fe ++ b

Lấy 7.1 trừ đi 7.2 ta có

E’o FeF 63-/Fe 2+ = Eo Fe 3+ /Fe 2+ + 0,059 log 1/bFeF 63-

Thay các trị số của Eo

Fe3+/Fe2+ và bFeF 63- vào phương trình trên 0,77V + 0,059.(-16) = -0,174V

Khi có chất tạo phức, thế oxi hoá -khử của cặp Fe3+/Fe2+ giảm đáng kể

7.2.3 Ảnh hưởng của phản ứng kết tủa

Khi các chất oxi khử tham gia phản ứng phụ là phản ứng kết tủa, thế oxi hoá-khử của nó bị ảnh hưởng Chiều của phản ứng có thể thay đổi khi các phản ứng phụ xảy

ra Thế oxi hoá-khử lúc này cũng gọi là thế oxi hoá-khử tiêu chuẩn điều kiện

Thí dụ trường hợp Cu2+, khi không có I- phương trình Nernst được viết:

Khi có mặt I- các phản ứng như sau:

Cu2+ + e = Cu+

Cu+ + I- = CuI¯

Cu2+ + I- + e = CuI¯

Phương trình Nernst cho phản ứng tổng cộng được viết:

E = E’oCu2+ /CuI + 0,059log [Cu2+].[I-]

Mặt khác [I-] có thể tính từ tích số tan [I-] = TCuI /[Cu + ]

Phương trình Nernst được viết lại là:

E = E’oCu2+ /CuI + 0,059log (7.4) Lấy 7.3 trừ đi 7.4 ta có

E’oCu2+ /CuI = Eo Cu2+ /Cu + - 0,059logT CuI

Thay EoCu2+ /Cu + = 0,17V ; TCuI = 10-12

E’oCu2+ /CuI = 0,88V

7.2.4 Thế của dung dịch chất oxi hoá-khử liên hợp, dung dịch đệm thế

Dung dịch có thành phần gồm chất oxi hoá và khử liên hợp thí dụ Fe3+ 0,1M +

Fe2+ 0,2 M ; Ce4+0,05 M + Ce3+ 0,04M v.v, là các dung dịch đệm thế Công thức tính thế của dung dịch này theo phương trình Nernst có dạng giống công thức tính pH trong phương pháp axit-bzơ

Khi đưa chất oxi hóa hoặc chất khử vào dung dịch, nồng độ chất oxi hoá-khử trong hệ thay đổi, tuy nhiên, đây là sự thay đổi về tỷ lệ nồng độ chất oxi hóa khử, nó đứng sau hàm logarit nên thế của dung dịch thay đổi không đáng kể Thí dụ tăng, giảm nồng độ chất oxi hoá 10 lần, thế của dung dịch thay đổi ± 0,059/n V

] [

] [ 2 +

+

Cu Cu

] [

]

+

+

Cu T

7.2.5 Thế của dung dịch chất oxi hoá-khử không liên hợp

Thực chất đây là hai cặp oxi hoá-khử cùng có mặt trong dung dịch Có 3 trường hợp xảy ra: chất oxi hoá có nồng độ đương lượng lớn hơn chất khử, chất oxi hoá có nồng độ đương lượng nhỏ hơn chất khử và chất oxi hoá có nồng độ đương lượng bằng chất khử

7.2.5.1 Chất oxi hoá có nồng độ đương lượng lớn hơn chất khử

Khi có chất oxy hoá và chất khử thuộc 2 cặp khác nhau trong dung dịch, phản ứng oxi hoá-khử xảy ra, sau phản ứng, chất oxyhoá còn dư Thế của dung dịch lúc này được tính theo chất oxy hoá

Thí dụ 7.1: Trộn 50 ml dung dịch Ce4+ 0,1M với 50 ml dung dịch Fe2+ 0,05M, tính thế của dung dịch

Giải: Sau phản ứng, chất oxi hoá dư, thế của dung dịch được tính theo phương trình

E = EoCe4+ /Ce 3+ + 0,059log

E = 1,44V + 0,059 log 1 = 1,44V

7.2.5.2 Chất oxi hoá có nồng độ đương lượng nhỏ hơn chất khử

Cũng lấy thí dụ Ce4+ và Fe2+ nhưng bây giờ để Fe2+ dư, thế của dung dịch được tính theo cặp Fe3+/Fe2+

E = Eo

Fe3+/Fe2+ + 0,059log

Thí dụ 7.2: Trộn 50 ml dung dịch Ce4+ 0,05M với 50 ml dung dịch Fe2+ 0,1M, tính thế của dung dịch

Giải: sau phản ứng, Fe2+ dư, thế của dung dịch được tính theo phương trình

E = Eo

Fe3+/Fe2+ + 0,059log

E = 0,77V + 0,059 log 1 = 0,77V

7.2.5.3 Chất oxi hoá có nồng độ đương lượng bằng chất khử

Mặc dầu nồng độ đương lượng bằng nhau nhưng tuỳ theo chất oxi hoá-khử, thế của dung dịch có thể phụ thuộc vào thế tiêu chuẩn và nồng độ của chúng Có 3 trường hợp cần phân biệt:

a) Nồng độ đương lượng bằng nhau, hệ số của các chất tham gia ở các bán phản ứng bằng nhau

Lấy trường hợp Ce4+ phản ứng với Fe2+ làm thí dụ

Thí dụ 7.3: Khi trộn 50 ml dung dịch Ce4+ 0,1M với 50 ml dung dịch Fe2+ 0,1M, tính thế của dung dịch sau khi trộn

Giải: Các bán phản ứng:

] [

] [ 3

4 +

+

Ce Ce

] [

] [ 2

3 +

+

Fe Fe

] [

] [ 3

4 +

+

Ce Ce

Ce4+ + e = Ce3+

Fe3+ + e = Fe2+

E = Eo

Cộng 7.5 và 7.6 ta có

2E = EoCe4+ /Ce 3+ + Eo

Theo phương trình bảo toàn electron, [Ce3+ ] = [Fe3+]

Theo phương trình bảo toàn khối lượng [Ce4+] = [Fe2+]

Như vậy phương trình 7.7 còn lại 2E = EoCe4+ /Ce 3+ + Eo Fe 3+ /Fe 2+

E = (EoCe4+ /Ce 3+ + Eo

b) Nồng độ đương lượng bằng nhau, hệ số của các chất tham gia ở 2 bán phản ứng bằng nhau

Thí dụ 7.4 Lấy 50,0 ml dung dịch MnO4- 0,02M trộn với 50,0 ml dung dịch Fe2+ nồng

độ 0,1M Nồng độ H+ luôn bằng 1M Tính thế củ dung dịch sau phản ứng

Giải: Có các bán phản ứng:

MnO4- + 5e + 8H+ = Mn2+ + 4 H2O

E = EoMnO

4-/Mn 2+ + 0,059/5log (7.9)

Fe3+ + e = Fe2+

E = Eo

Nhân 7.9 với 5 rồi cộng với 7.10 ta có:

6E = 5EoMnO

4-/Mn 2+ + Eo

Theo định luật bảo toàn electron có 5[Mn2+] = [Fe3+] (7.12) Theo định luật bảo toàn khối lượng 5[MnO4-] = [ Fe2+] (7.13) Thay 7.12 và 7.13 vào 7.11 ta có

6E = 5EoMnO

4-/Mn2+ + Eo

Fe3+/Fe2+ hay

c) Nồng độ đương lượng bằng nhau, hệ số của các chất ở 2 bán phản ứng khác nhau

] [

] [ 3

4 +

+

Ce Ce

] [

] [ 2

3 +

+

Fe Fe

] ].[

[

] ].[

[ log 059 ,

3 4

+ +

+ +

Fe Ce

Fe Ce

] [

] ].[

[

2

8 4

+

+

-Mn

H MnO

] [

] [ 2

3 +

+

Fe Fe

] ][

[

] ].[

[ log 059 ,

3 4

+ +

+

-Fe Mn

Fe MnO

6

o Fe Fe

o

Mn

E

E - + + + +

=

6

77 , 0 52 , 1

5x +

Xét phản ứng của Cr2O72- Fe2+ khi trộn 50 ml dung dịch K2Cr2O7 0,02M với 50 ml dung dịch Fe2+ 0,12M trong điều kện nồng độ H+ = 1M

Các bán phản ứng

Cr2O72- + 6 e + 14 H+ = 3Cr3+ + 7 H2O

E = EoCr

Fe3+ + e = Fe2+

E = Eo

Nhân 7.14 với 6 rồi cộng với 7.15 ta có:

7E = 6EoCr

2 O 72-/2Cr 3+ + Eo

Fe3+/Fe2+ + 0,059log Theo định luật bảo toàn electron [Fe3+] = 3[Cr3+] hay [Cr3+]=[Fe3+]/3

Theo định luật bảo toàn khối lượng [Fe2+] = 6[Cr2O72-] hay [Cr2O72-]=[Fe2+]/6

Thay nồng độ của Cr2O72- và Cr3+ theo nồng độ Fe2+ và Fe3+ vào, biểu thức sau logarit như sau

=

7E = 6EoCr

2 O 72-/2Cr 3+ + Eo

Fe3+/Fe2+ + 0,059log Như vậy mặc dù đương lượng của chất oxi hoá-khử bằng nhau nhưng do hệ số trao đổi của một cặp liên hợp chất tham gia phản ứng khác nhau, thế của dung dịch không những phụ thuộc thế tiêu chuẩn mà còn phụ thuộc vào nồng độ

7.3 HẰNG SỐ CÂN BẰNG CỦA PHẢN ỨNG OXI HOÁ-KHỬ

aOx1 + b Kh2 = aKh1 + bOx2

Các chất oxi hoá -khử liên hợp có thể viết các phương trình Nernst riêng cho từng cặp Đối với cặp chất oxi hóa: aOx1 + ne = a Kh1

Eox = Eo

ox + Đối với cặp chất khử: bOx2 + ne = bKh2

Ekh = Eo

kh + Khi Eox = Ekh

2 3

14 2

7 2

] [

] ].[

[ log 6

059 , 0

+

+

-Cr

H O

Cr

] [

] [ 2

3 +

+

Fe Fe

2 2 2 3

3 2 7 2

] [

] [

] ].[

[

+ +

+

-Fe Cr

Fe O

Cr

] [

9 ].

[ ] [

6

] [

2

3 2 3

2

+

+ +

+

Fe

Fe Fe

Fe

] [ 2

3

3+

Fe

] [ 2

3

3+

Fe

[ ] [ ] [ ] [a ]b

b a Kh Ox

Ox Kh K

2

1

2

1

=

a

a

Kh

Ox

] [ log 059 , 0

1 1

b

b

Kh

Ox

] [ log 059 , 0

2 2

kh +

Eo

ox - Eo

kh =

Eo

ox - Eo

kh = LogK = Hay K= 10X trong đó x =

Thí dụ 7.5: Tính hằng số cân bằng của phản ứng giữa KMnO4 biết rằng Eo Fe3+ /Fe 2 + = 0,77V; EoMnO

4-/Mn 2+ = 1,52 V

Giải:

K=10.exp

K= = 1062,5

7.4 CHUẨN ĐỘ OXI HOÁ -KHỬ

7.4.1 Chất chỉ thị oxi hoá -khử

Có 3 dạng chất chỉ thị oxi hoá - khử như sau:

1 Bản thân chất oxi hoá -khử có màu làm chỉ thị (KMnO4)

2 Chất oxi hoá - khử tạo phức màu với chất chỉ thị (Iot với hồ tinh bột)

3 Chất oxi hoá - khử có dạng khử và dạng oxi hoá khác màu nhau

Như vậy hai loại trên là các trường hợp cá biệt, đa số các chất chỉ thị oxi hoá - khử là các chất hữu cơ có tính chất oxi hoá - khử mà màu của dạng oxi hoá khác màu dạng khử Thí dụ diphenylamin C6H5-NH-C6H5 là hợp chất hữu cơ có tính chất sau:

Cơ chế đổi màu của chất chỉ thị

Ind(ox) + ne ⇌ Ind(Kh)

a

a

Kh

Ox

] [ log 059 , 0

1

1

b

b

Kh

Ox

] [ log 059 , 0

2 2

b a

a b

Kh Ox

Kh Ox

] [ ] [ log 059 , 0

2 1

1 2

K

059 , 0

059 , 0

) (E o ox E o kh

-059 , 0

) (E o ox E o kh

-059 , 0

) (E o ox E o kh

-059 , 0 ) 77 , 0 52 , 1 ( 5 10

-E = -Eo

Màu của dạng oxy hoá khác màu dạng khử; thông thường khi nồng độ dạng oxi hoá gấp

10 lần dạng khử, dung dịch có màu dạng oxy hoá và ngược lại Khoảng thế đổi màu của dung dịch theo phương trình Nernst như sau: E = Eo

ox/kh ± 0,059/n Trong quá trình chuẩn độ, thế của dung dịch thay đổi do tác động của các dung dịch chuẩn là các chất oxy hoá hay khử, làm cho thế của các chất chỉ thị oxi hoá -khử cũng thay đổi theo, dạng của chất chỉ thị chuyển từ dạng oxyhóa sang dạng khử hoặc ngược lại hay nói cách khác là màu của dung dịch thay đổi

Chọn chất chỉ thị

Hai điều kiện để chọn chất chỉ thị:

• Khoảng đổi màu của chất chỉ thị nằm trong bước nhảy của đường cong chuẩn độ

• Thế tiêu chuẩn của chất chỉ thị càng gần với thế tại điểm tương đương càng tốt

Bảng 14: Một số chất chỉ thị thường sử dụng

[H+]=1

Màu Dạng Ox Dạng khử

Đỏ trung tính

Xanh metylen

Diphenylamin

Axit diphenylamin sunfonic

Eric glusin A

Axit phenylanthranylic

Feroin (Fe2++ O-phenanthrolin)

Axit O,O’-diphenylamin dicacboxylic

+ 0,24 + 0,53 + 0,76 +0,85 + 1,0 + 1,08 + 1,14 + 1,26

Đỏ Xanh da trời Tím xanh Tím đỏ

Đỏ Tím đỏ Xanh da trời Tím xanh

Không màu Không màu Không màu Không màu Xanh Không màu

Đỏ Không màu

7.4.2 Thiết lập đường cong chuẩn độ

Nguyên tắc:

Tính thế oxi hoá -khử của dung dịch tại các thời đểm khác nhau sau đó đưa vào đồ thị

1 Trước điểm tương đương thế của dung dịch được tính theo cặp oxi hoá -khử cần xác định còn dư

2 Sau điểm tương đương, thế của dung dịch được tính theo cặp oxi hoá -khử là chất chuẩn dư

3 Tại đểm tương đương thế của dung dịch được tính theo thế hỗn hợp, trường hợp

nế hệ số của các chất phản ứng ở các bán phản ứng khác nhau thế còn phụ thuộc vào nồng độ chất tham gia phản ứng

Các thí dụ

] ( [

] ( [ log 059 , 0

kh Ind

ox Ind n

Thí dụ 7.6: Tính thế oxi hoá -khử và vẽ đường cong chuẩn độ 50,0 ml dung dịch Fe2+ 0,1 M bằng dung dịch Ce4+ 0,1M với các thể tích dung dịch Ce4+ là:

10,0 ml; 25,0 ml; 45,0 ml; 49,5 ml; 50,0 ml; 50,5 ml; 55,0 ml; 75,0 ml; 100,0ml Cho Eo Fe3+/Fe2+ =0,77V ; Eo Ce4+/Ce3+ = 1,44V

Giải Trước điểm tương đương, thế của dung dịch tính theo cặp Fe 3+ /Fe 2+

V= 10 ml E = Eo Fe 3+ /Fe 2+ + 0,059 log [Fe3+]/[Fe2++]

Lượng Fe2+ ban đầu 50 x 0,1 = 5 mM

Lượng Ce4+ đã đưa vào 10 x 0,1 = 1 mM

Phương trình tính thế dung dịch là :

E = 0,77 + 0,059 log (1/4)

E = 0,734V

V = 25 ml E = 0,77V; V= 45ml E = 0,826V; V = 49,5ml E = 0,887V; V=50ml E = 1,105V [E= (0,77+ 1,44)/2]

V = 50,5 ml, E tính theo cặp Ce4+/Ce3+

E = 1,44 + log [Ce4+]/ [Ce3+]

Dư 0,5 ml x0,1 = 0,05 mM Nồng độ Ce4+ là 0,05/100,5 = 4,975.10-4 Nồng độ Ce3+ là 5/100,5 = 4,975.10-2

E = 1,44 – 0,118 = 1,322V

V = 55ml E = 1,381V; V = 75,0ml E = 1,422V; V = 100,0ml E = 1,44V

Vẽ đường cong chuẩn độ

Hình 7.2: Đường cong chuẩn độ Fe 2+ bằng Ce 4+

Tính sai số của phép chuẩn độ

Bài toán có thể tính sai số chuẩn độ từ thế kết thúc chuẩn độ (do chất chỉ thị nên còn gọi là sai số chỉ thị) hoặc là từ sai số biết trước, tính ra thế kết thúc

Thí dụ 7.7: Tính sai số của phép chuẩn độ trên nếu kết thúc ở thế 0,947 V và 1,263V

0.7

0.8

0.9

1.0

1.1

1.2

1.3

1.4

1.5

V(ml)

E(V)

X Axis Title

B