Bg hoa phan tich 1 8657

Phương pháp phân tích thể tích Nguyên tắc: Phương pháp này dựa trên sự tương tác đương lượng vừa đủ giữa cấu tử cần định lượng với chất chuẩn phân tích và dùng chất chỉ thị để x

TRƯỜNG ĐẠI HỌC VÕ TRƯỜNG TOẢN

1

BỘ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO

Tên môn học: Hóa Phân Tích 1 Trình độ: Đại Học

Số tín chỉ: 02 Giờ lý thuyết: 30 Giờ thực hành:

Thông tin Giảng viên:

 Tên Giảng viên: ĐỖ MINH KIỆP

 Đơn vị: KHOA DƯỢC

 Điện thoại:

 E-mail: dmkiep@vttu.edu.vn

NỘI DUNG BÀI GIẢNG

1 Điều kiện tiên quyết: Hóa hữu cơ 1 và 2, Hóa vô cơ

2 Mục tiêu môn học: Sau khi học xong học phần kiểm nghiệm thuốc sinh viên có khả năng:

- Hiểu và vận dụng các quy định mang tính pháp lý quy định cho hóa phân tích

- Pha chế các loại hóa chất đáp ứng yêu cầu cho công việc

- Xác định được nồng độ dung dịch phân tích bất kỳ

3 Phương pháp giảng dạy: Giảng dạy lý thuyết tại trường bằng phương pháp giảng

dạy tích cực với đồ dùng dạy học là bảng, phấn, màn hình, máy chiếu, giáo trình môn

2

- Thi cuối kỳ: 80%

5 Tài liệu tham khảo:

- Bộ y tế (2009).Dược điển Việt Nam IV, Hà Nội

- Nguyễn Thạc Cát, Từ Vọng Nghi, Đào Hữu Vinh (1985), Cơ sở lý thuyết Hóa học

Phân tích, Nhà xuất bản ĐH và THCN, Hà Nội

- Trần Tứ Hiếu (2002), Hóa học phân tích, Nhà xuất bản Đại học Quốc gia Hà Nội

- A P Kreskov (1989), Cơ sở Hóa học Phân tích, Nhà xuất bản Mir, Maxcơva

(Người dịch: Từ Vọng Nghi, Trần Tứ Hiếu)

- Trường Đại học Y Dược TPHCM (2010), Giáo trình hóa phân tích 1, TP HCM

- Trường Đại học Y Dược Cần Thơ (2010),Giáo trình hóa phân tích 1, Cần Thơ

6 Đề cương môn học

Tên bài học

CHƯƠNG II PHƯƠNG PHÁP ĐỊNH LƯỢNG THỂ TÍCH

CHƯƠNG III ĐỊNH LƯỢNG BẰNG PHƯƠNG PHÁP ACID - BASE

7 Nội dung bài giảng chi tiết

3

CHƯƠNG I TỒNG QUAN HÓA PHÂN TÍCH MỤC TIÊU

1 Nắm được khái quát về hóa phân tích

2 Nắm được một số phương pháp phân tích trong Hóa phân tích

3 Nắm được một số kiến thức tổng quan cơ bản trong Hóa phân tích

I MỤC TIÊU, ĐỐI TƯỢNG, VAI TRÒ VÀ NHIỆM VỤ CỦA HHPT

1 Mục tiêu:

- Hóa học phân tích giải quyết những vấn đề chung về lý thuyết của phân tích hóa học bao gồm phân tích định tính, định lượng và hoàn thiện những luận thuyết riêng về các phương pháp phân tích hiện có và sẽ được xây dựng

- Định tính: nhận biết sự có mặt của cấu tử nào đó trong mẫu phân tích dựa vào tính

chất hóa học và/hoặc vật lý đặc trưng (màu, mùi, dạng tinh thể, hiệu ứng vật lý,…)

- Định lượng: xác định hàm lượng (hay nồng độ) cấu tử trong mẫu phân tích

- Cấu tử: nguyên tố, ion, nguyên tử, phân tử, nhóm chức,…

*Khái niệm «Hóa học phân tích» và «Phân tích hóa học»

- Hóa học phân tích là khoa học về các phương pháp phân tích

- Phân tích hóa học là những phương pháp đã được sử dụng trong thực tiễn để xác định thành phần hóa học của các chất nghiên cứu

2 Đối tượng:

Là một khoa học, đối tượng của Hóa học phân tích là lý thuyết và thực tiễn của phân tích hóa học

3 Vai trò của hóa phân tích: Ứng dụng trong nhiều lĩnh vực:

- Khoa học-kỹ thuật: hóa học, vật lý, sinh học, địa chất, y học, môi trường, nông

hóa thổ nhưỡng, khảo cổ, pháp y,…

- Sản xuất: công nghiệp thực phẩm, dược phẩm, xử lý môi trường,…

4 Nhiệm vụ

4

- Phát triển lý thuyết, nghiên cứu và hoàn thiện các phương pháp phân tích hóa học

và các thủ thuật

- Nghiên cứu các phương pháp tách và làm giàu các cấu tử

- Đảm bảo việc kiểm tra bằng phân tích hóa học trong quá trình tiến hành các công trình nghiên cứu khoa học

- Giúp cho các quá trình kỹ thuật và sản xuất công nghiệp được vận hành tối ưu hoặc thích hợp và xây dựng các phương pháp kiểm tra

5 Yêu cầu đối với người học :

- Lý thuyết: nắm vững các tính toán về nồng độ, nguyên tắc và khả năng ứng dụng

của các phương pháp phân tích  vận dụng

- Thực hành: nắm vững kỹ năng thao tác ; cẩn thận, kiên trì, chính xác; báo cáo số

liệu trung thực

II PHÂN LOẠI CÁC PHƯƠNG PHÁP PHÂN TÍCH ĐỊNH LƯỢNG

Gồm 2 phương pháp chính:

1 Phương pháp hóa học (cổ điển):

Xét tổng thể, các phương pháp định lượng hóa học đều dựa trên tính chất hóa học của chất cần phân tích để chọn thuốc thử thích hợp cho phản ứng định lương

Việc định lượng có thể thực hiện bằng việc đo lường các sản phẩm tạo thành để suy

ra lượng chất phân tích có trong mẫu, hoặc dựa vào lượng thuốc thử tiêu thụ trong phản ứng với chất phân tích để tính kết quả

 Ưu điểm: dễ thực hiện, không cần thiết bị đắt tiền nên chi phí thấp

 Nhược điểm: Thao tác thủ công nên tốn nhiều thời gian, giới hạn độ nhạy của phép

định lượng thấp, khó tự động hóa quá trình phân tích

Các phương phân tích hóa học thường được phân thành hai nhóm phương pháp là:

 Phương pháp phân tích khối lượng

 Phương pháp phân tích thể tích

1.1 Phương pháp phân tích khối lượng

5

Nguyên tắc: Phương pháp khối lượng chủ yếu dựa trên sự ghi nhận khối lượng

của chất nào đó để từ đó xác định hàm lượng của cấu từ cần tìm Các dạng chính của phương pháp khối lượng bao gồm:

 Dựa vào bản chất hóa học để chuyển chất cần xác định thành kết tủa với thuốc thử thích hợp Cân khối lượng của kết tủa và từ đó định lượng chất cần tìm

 Dựa vào bản chất hóa học để chuyển chất cần xác định thành chất bay hơi với thuốc thử thích hợp Xác định khối lượng mất đi do sự bay hơi và suy ra hàm lượng chất cần tìm Hoặc cũng có thể hấp thu chất bay hơi để xác định trực tiếp khối lượng chất bay hơi

 Dựa vào sự thay đổi bản chất vật lý của chất cần xác định theo nhiệt độ để xác định hàm lượng của chất đó trong mẫu Ví dụ, khi xác định hàm lượng ẩm bằng cách sấy ở 110oC thì hơi ẩm trong mẫu sẽ bay hơi ở nhiệt đô cao và sự hao hụt khối lượng trước và sau khi sấy là tương ứng với lượng ẩm có trong mẫu

Ví dụ:

 Định lượng Na2SO4 bằng thuốc thử bari clorid Tủa tạo thành là BaSO4

 Xác định sự giảm khối lượng do làm khô của nguyên liệu làm thuốc để xác định hàm ẩm, nước kết tinh, tạp chất bay hơi khác có trong mẫu

 Định lượng CaCO3 bằng cách cho tác dụng với một acid sẽ tạo ra khí CO2 Hứng lấy khí CO2 vào dung dịch Ca(OH)2 Xác định sự gia tăng khối lượng của của thuốc thử Ca(OH)2 để biết lượng khí CO2 và tính ra lượng CaCO3

1.2 Phương pháp phân tích thể tích

Nguyên tắc: Phương pháp này dựa trên sự tương tác đương lượng vừa đủ giữa

cấu tử cần định lượng với chất chuẩn phân tích và dùng chất chỉ thị để xác định điểm tương đương Dựa vào lượng thuốc thử đã sử dụng để xác định nồng độ chất cần xác định

1.2.1 Phương pháp chuẩn độ:

Dựa vào việc xác định thể tích dung dịch thuốc thử có nồng độ đã biết (gọi là dung dịch chuẩn độ) tác dụng với chất cần xác định theo phản ứng hóa học thích hợp Tên gọi của các phương pháp chuẩn độ thường gắn liền với loại phản ứng hoá học sử dụng

- Phương pháp chuẩn độ acid – base

6

- Phương pháp chuẩn độ oxy hóa khử

- Phương pháp chuẩn độ kết tủa:

- Phương pháp chuẩn độ tạo phức

2.2.2 Phương pháp thể tích khí: ít dùng

Dựa vào việc đo thể tích của chất khí được sinh ra từ chất thử (như CO2 giải phóng từ muối carbonat) hoặc do sự giảm thể tích của hỗn hợp khí do một phần hấp thụ (như CO2 bị hấp thụ vào dung dịch KOH)

2 Nhóm các phương pháp hóa lý và vật lý (hiện đại):

Các phương pháp này dựa trên sự kết hợp giữa tính chất hóa học và vật lý của chất phân tích để định lượng Các phương pháp định lượng hóa lý hiện nay được ứng dụng ngày càng nhiều với các phương tiện ngày càng hiện đại như máy đo quang phổ tử ngoại – khả kiến (UV – VIS), máy sắc ký lỏng hiệu năng cao (HPLC = high performance liquid chromatography), máy sắc ký khí (GC = gas chromatography), máy chuẩn độ điện thế (potentiometry), máy điện di mao quản (CE = capillary electrophoresis)…

Ví dụ:

- Cho chất phân tích tác dụng với thuốc thử tạo thành chất có màu và dùng máy

đo màu để tính ra hàm lượng hoặc nồng độ chất phân tích

- Đo độ hấp thu tia tử ngoại hoặc khả kiến để định lượng bằng máy quang phổ

tử ngoại khả kiến

- Đo khả năng khúc xạ ánh sáng hoặc năng suất quay cực để định lượng

- Đo độ dẫn điện hoặc phân tích điện di (electrophoresis)

- Các phương pháp sắc ký vừa tách các thành phần có trong mẫu vừa định tính vừa định lượng bằng các đầu dò (detector) thích hợp như detector UV – VIS, detector điện hóa, v.v…

Nhìn chung các phương pháp vật lý và hoá lý có độ nhạy và độ chính xác cao, thời gian phân tích ngắn, nhiều khi có thể xác định trực tiếp chất cần phân tích có trong mẫu phân tích mà không phải chiết tách trước Tuy nhiên đòi hỏi phải có thiết bị đắt tiền

7

3 Tiêu chí lựa chọn phương pháp phân tích :

- Hàm lượng cấu tử phân tích (đa lượng, vi lượng, vết ?);

Đa lượng: (m > 0,1 mg)  PP PT hóa học Bán vi lượng: (0,1 > m > 0,01 mg)  PP PT công cụ

Vi lượng (vết): (10–3 mg > m  ppm)  PP PT công cụ độ nhạy cao Siêu vi lượng (siêu vết): (10–3 > m > 10–9  ppb  PP PT công cụ độ nhạy rất cao

- Yêu cầu về độ đúng và độ nhạy của phương pháp;

- Điều kiện trang thiết bị phân tích của phòng thí nghiệm;

- Thời gian và chi phí phân tích

III CÁC GIAI ĐOẠN CỦA MỘT QUY TRÌNH PHÂN TÍCH

1 Đặt vấn đề

2 Chọn và bảo quản mẫu

3 Chọn phương pháp phân tích

4 Tách và làm giàu

5 Định lượng

6 Đánh giá kết quả

IV YÊU CẦU HÓA CHẤT DÙNG TRONG HÓA PHÂN TÍCH

1 Tinh khiết phân tích (PA ; AR) :

Chú ý : - Không dùng hóa chất kỹ thuật (X ≤ 99 %);

- Đối với những hóa chất không phải tính khiết thì cần phải tinh chế lại;

- Việc tinh chế có thể sử dụng một số kỹ thuật như:

+ Phương pháp hóa học;

8

+ Sử dụng một số kỹ thuật, chẳng hạn như: chiết tách,…

V MỘT SỐ KIẾN THỨC CẦN BỔ SUNG

1 Nồng độ dung dịch – Pha chế dung dịch

1.1 Các loại nồng độ thông dụng trong học phân tích

a) Nồng độ mol (M ; C M = mol/L): số mol chất tan có trong 1 lít dung dịch

(1.1)

Trong đó, CM: nồng độ mol (nồng độ phân tử gam) – mol/L ;

n: số mol chất tan – mol; V: thể tích dung dịch – L; mct: khối lượng chất tan – g; M: phân tử lượng của chất tan

b) Nồng độ đương lượng (N ; C N = đlg/L): số đương lượng gam chất tan có

trong 1 lít dung dịch

Trong đó, CN: nồng độ đương lượng – đlg/L ;

e: số đương lượng gam chất tan – đlg;

V: thể tích dung dịch – L;

mct: khối lượng chất tan – g;

Đ: đương lượng gam của chất tan

Cách xác định tính đương lượng gam của một chất :

(1.5)

z thay đổi theo phản ứng mà A tham gia + Phản ứng trung hòa (axit – bazơ):

ct M

n C

e C

z



9

A là axit : z = số ion H+ mà 1 phân tử A bị trung hòa

A là bazơ : z = số ion OH– mà 1 phân tử A bị trung hòa + Phản ứng trao đổi ion:

z = số điện tích mà 1 phân tử A trao đổi + Phản ứng oxy hóa – khử:

z = số electron mà 1 phân từ A cho hay nhận + Phản ứng tạo phức (complexon):

z = 2

c) Nồng độ % khối lượng theo khối lượng C% (kl/kl)

Cho biết số gam chất tan có trong 100g dung dịch

100

)/



d V

m kl kl

d : khối lượng riêng của dung dịch (g/ml)

mct : Khối lượng của chất tan (g)

mdd : Khối lượng dung dịch (g)

.)/

d V

m kl kl

C ct , suy ra lượng chất tan cần thiết:



Trong hoá học phân tích định lượng và ngành dược, khi lượng chất tan chứa trong các dung dịch quá nhỏ so với lượng dung môi (< 5%), nên khi tính toán thường coi khối lượng riêng của dung dịch bằng khối lượng riêng của nước ở

10

Ví dụ 1: Dung dịch HCl 30% (kl/kl) là dung dịch chứa 30g acid hydrocloric

nguyên chất trong 100g dung dịch (hay 70g nước nếu dung môi là nước):

% 30 100 100

300010100

m kl

kl C

Ví dụ 3: Tính nồng độ C% (kl/kl) của dung dịch natri carbonat nếu dung 25g

Na2CO3 pha trong 250ml nước

m: khối lượng chất tan = 25g

b: khối lượng dung môi = V.d = 250 x 1 = 250g

m+ b: khối lượng dung dịch = 25g + 250g

% 09 , 9 100 250 25

25 )

Ví dụ 4: Alizarin được dùng làm thuốc thử Khi hòa tan 0,25g trong 100ml

nước, như vậy nồng độ C% (kl/kl) của Alizarin là:

% 249 , 0 100 100 25 , 0

25 , 0 )

m kl

kl C

d) Nồng độ % khối lượng theo thể tích C% (kl/tt)

Cho biết số gam chất tan có trong 100ml dung dịch

mct : Khối lượng chất tan (g)

Ví dụ 1: Khi pha dung dịch glucose ưu trương, nếu sử dụng 200g glucose pha

thành 1000ml Nồng độ dung dịch glucose tính theo nồng độ phần trăm:

% 20

% 100 1000

200 )

100

10009,0100

Vct : thể tích của chất tan (ml)

Vdd : thể tích của dung dịch (ml)

Ví dụ 1: Lấy 960ml ethanol tuyệt đối pha thành 1000ml dung dịch Vậy nồng độ

của dung dich cồn là:

% 96

% 100 1000

960 )

/

C

Ví dụ 2: Tính thể tích dung dịch acid hydrocloric 37,23% (khối lượng/ khối

lượng) (d = 1,19) cần để pha 100ml dd HCl 10% (khối lượng/ thể tích)

- Khối lượng HCl nguyên chất có trong 100ml dd HCl 10%:

%100

×

=)/

100

100 10 100

12

% 100

) /

d V

m kl kl

5 , 22

% 100 23 , 37 19 , 1

10

% 100 (%)



x C

TA (g/mL): số gam chất tan A trong 1 mL dung dịch

Độ chuẩn của chất A theo chất X cần định phân TA/X (g/mL): số gam chất X tương đương với 1 mL dd chuẩn A

g) Nồng độ thể tích (độ pha loãng – D): tỷ số giữa thể tích của chất lỏng đặc với thể

tích dung môi dùng để pha loãng (thường là nước)

Ví dụ: HCl 1:4 (v/v)

h) ppm và ppb

+ ppm (part per million): chấp nhận khối lượng riêng, d  1 g/mL

Dung dịch: 1 ppm (w/v) = 1 mg/L = 1 g/mL Rắn: 1 ppm (w/w) = 1 mg/kg = 1 g/g + ppb (part per billion): 1 ppb = 1/1000 ppm;

Dung dịch: 1 g/L;

Rắn: 1 g/Kg

i) Liên hệ giữa một số nồng độ thông dụng

Từ các công thức:

1000

dd

ct

V d

m kl kl

d C

M

.10

Ví dụ 2: Tính nồng độ CM của dung dịch NaOH 10%, (dNaOH 10% =1,10)

Áp dụng công thức

M

d C

C M 10. %.

C M x x 2 , 75M

40

1 , 1 10 10



Vậy nồng độ CM của dung dịch NaOH 10% là 2,75 M

Ví dụ 3: Tính nồng độ C% của dung dịch NH4OH 14,8M (d = 0,899g/ml, M =

17,03g/l)

Áp dụng công thức:

d

M C

.10

%

% 03 , 28 899 , 0 10

03 , 17 8 , 14

x

x C

- Mối liên hệ giữa C N và C%:

d

E C C E

d C

.10

%

%

.10







Ví dụ 2: Tính nồng độ CN của dung dịch acid sulfuric 14.35% (d = 1.1g/ml)

Áp dụng công thức (%). 10

E

d C



Vậy dung dịch acid sulfuric 14.35% (d = 1.1) có nồng độ đương lượng là 3.22N

- Mối liên hệ giữa C M và P g/l : P g/l M.C M

- Mối liên hệ giữa C N và P g/l : P g/l E.C N

- Mối liên hệ giữa C% và P g/l : P g/l 10.d.C%

1.2 Pha chế dung dịch

a Pha loãng dung dịch

14

Pha loãng dung dịch nồng độ tính theo đơn vị thể tích

(CM ; CN ; ppm ; ppb,… – không sử dụng đối với C% (w/w)

C1 * V1 = C2 * V2 (1.9) Trong đó, C1 và V1 là nồng độ và thể tích của dung dịch trước khi pha loãng

C2 và V2 là nồng độ và thể tích của dung dịch sau khi pha loãng

Ví dụ: Pha chế 100 mL HCl 0,02 N thì phải lấy bao nhiêu mL dung dịch HCl

0,1 N

Giải: Từ (1.9)  V1

b Pha trộn dung dịch

C1 * V1 + C2 * V2 = C3 * (V1 + V2) (1.11) Trong đó, C1 và V1 là nồng độ và thể tích của dung dịch thứ nhất;

C2 và V2 là nồng độ và thể tích của dung dịch thứ hai;

C3 là nồng độ của dung dịch sau pha trộn

(Chú ý: không sử dụng cho nồng độ phần trăm khối lượng Nếu không phải biết khối lượng riêng của các dung dịch)

Ví dụ: Tính nồng độ của dung dịch sau trộn 500 mL NH4OH 0,2 M với 500

b c m

b c m

b c m

m

O H

Dung dịch NaOH ban đầu: mNaOH, a = 20%

Dung môi nước: mNước = 1000g, b = 0 Dung dịch NaOH cần pha: c = 5%

g x

xm c a

b c

m NaOH H O 1000 333 , 3

5 20

0 5

Chất gốc là những chất thỏa mãn các yêu cầu sau:

1 Chất phải tinh khiết phân tích (PA; AR) hoặc tinh khiết hóa học (CP), lượng tạp chất phải nhỏ hơn 0,1%;

2 Thành phần hóa học phải ứng với một công thức phân tử xác định kể cả nước kết tinh;

3 Chất gốc và dung dịch chuẩn phải bền;

4 Khối lượng phân tử (nguyên tử) càng lớn càng tốt để giảm sai số khi điều chế dung dịch chuẩn

Cách pha chế được tiến hành theo các bước sau:

- Bước 1: tính khối lượng chất tan (mct) Tùy vào nồng độ cần pha mà áp dụng

công thức cho nồng độ đó (Ví dụ mct = C.M.V);

- Bước 2: cân chính xác mct chất gốc trên cân phân tích;

- Bước 3: hòa tan hoàn toàn mct bằng V1 (L) nước cất , V1 < V cần pha;

- Bước 4: định mức đến V (L) bằng nước cất, dùng bình định mức

c.2 Pha chế dung dịch chuẩn từ hóa chất không phải là chất gốc

Tiến hành tương tự như đối với chất gốc, như lưu ý một số vấn đề:

- Lấy lượng hóa chất trên dư 5 – 10% so với lượng tính toán;

Ví dụ: Ống chuẩn Na2S2O3 N/10  pha được 1 L Na2S2O3 0,1N

2 Tính pH của một số dung dịch acid – base

a) Dung dịch axit mạnh (hay bazơ mạnh)

- Dung dịch axit mạnh: HA (Ca)

 pH = - lg Ca (đk : Ca ≥ 10– 5 M)

- Dung dịch baz mạnh: BOH (Cb)  pH = 14 + lg Cb (đk : Cb ≥ 10– 5 M)

b) Dung dịch đơn axit yếu và đơn bazơ yếu:

- DD đơn axit yếu (Ca ; Ka): (đk : Ka * Ca  10–12 ; Ca / Ka ≥ 104)

Thành phần : - axit yếu + bazơ liên hợp;

- bazơ yếu + axit liên hợp

Tính chất : - pH dung dịch đệm ít thay đổi khi :

- thêm axit mạnh hay bazơ mạnh (với lượng không lớn);

Ứng dụng : - tạo ra môi trường có pH ổn định;

- thích hợp cho phản ứng xảy ra

17

Công thức tính pH : Dd đệm gồm HA (Ca, Ka) + A- (Cb)

d) Hỗn hợp axit yếu và bazơ yếu không liên hợp:

HA1 (Ca) + NaA2 (Cb) KHA1: hằng số axit của HA1 ; KHA2 : hằng số axit của HA2 Chỉ xét trường hợp : Ca = Cb

H2CO3 có : pKa1 = 6,35 ; pKa2 = 10,34

e) Dung dịch đa acid yếu, đa baz yếu và muối của chúng :

*Dung dịch đa axit yếu :

Cho đa axit yếu HnA (C0 ; Ka1; Ka2; … Kan) Nếu Ka1>> Ka2>> … >> Kan thì coi như là một đơn axit yếu:

1

0 ]

[H  C K a

(1.19)

*Dung dịch đa bazơ yếu :

Cho đa bazơ yếu B(OH)n (C0 ; Kb1; Kb2; … Kbn) Nếu Kb1>> Kb2>> … >> Kbn thì coi như là một đơn bazơ yếu:

1

0 ]

[OH  C K b

(1.20)

f) Dung dịch muối của đa acid yếu :

Muối axit: áp dụng công thức

pKa2) + (pKa1

18

a) NaH2PO4 0,1 M ; b) Na2HPO4 0,1 M Cho : H2PO4 có pKa1 = 2,12 ; pKa2 = 7,21 ; pKa3 = 12,36 Giải :

a) pH = ½ (pKa1 + pKa2) = 4,67 b) pH = ½ (pKa2 + pKa3) = 9,79

19

CHƯƠNG II PHƯƠNG PHÁP ĐỊNH LƯỢNG THỂ TÍCH

MỤC TIÊU

1 Trình bày được nội dung của phương pháp phân tích thể tích Nêu được cách xác định điểm tương đương

2 Kể tên được bốn loại phương pháp chuẩn độ chính và ba kỹ thuật chuẩn độ

3 Trình bày được quy tắc chung và cách tính kết quả định lượng theo nồng độ định lượng

4 Trình bày cách sử dụng và cách hiệu chỉnh dung tích các dụng cụ đo thể tích

NỘI DUNG

1 NGUYÊN TẮC CHUNG PHƯƠNG PHÁP PHÂN TÍCH THỂ TÍCH

- Phương pháp phân tích thể tích là phương pháp định lượng hoá học dựa vào thể tích thuốc thử (đã biết nồng độ) dùng để phản ứng vừa đủ với một thể tích chính xác dung dịch chầt cần xác định Từ thể tích thuốc thử đã tiêu tốn, ta xác định được nồng độ của chất cần định lượng

- Giả sử để xác định nồng độ của dung dịch X, người ta dùng thuốc thử là dung dịch R có nồng độ đã biết Phản ứng giữa X và R xảy ra như sau

- Khi hai chất phản ứng với nhau đạt đến sự cân bằng (tại điểm tương đương), số đương lượng gam của thuốc thử R tiêu thụ bằng với số đương lượng gam của chất phân tích X Do vậy, dựa vào lượng thuốc thử R tiêu thụ đã biết nống độ, có thể tính ra nồng độ chất phân tích X có trong mẫu Đây là nguyên tắc của các phương pháp phân tích thể tích

- So với phương pháp phân tích khối lượng thì phương pháp phân tích thể tích có độ chính xác không cao, nhưng vẫn đạt mức yêu cầu cần thiết, mặc khác phương pháp phân tích thể tích đơn giản và nhanh hơn nên được sử dụng rộng rãi

2 ĐIỂM TƯƠNG ĐƯƠNG VÀ ĐIỂM KẾT THÚC

2.1 Điểm tương đương

Điểm tương đương là thời điểm mà lượng thuốc thử đã phản ứng tương đương hóa học với lượng chất cần xác định,

20

Nói cách khác, điểm tương đương là thời điểm mà số đương lượng gam thuốc thử đã

phản ứng bằng số đương lượng gam của chất cần xác định

Điểm tương đương thường được gọi là điểm kết thúc của sự chuẩn độ lý thuyết hay điểm kết thúc của sự phân ly lý thuyết

Ví dụ: Khi chuẩn độ acid hydrocloric bằng dung dịch chuẩn độ natri hydroxyd:

HCl + NaOH = NaCl + H2O

Khi số đương lượng gam EHCl  ENaOH thì lúc này trong dung dịch chỉ có sản phẩm của phản ứng chuẩn độ là NaCl và H2O nên pH = 7 Điểm tương đương ứng với pH = 7

2.2 Cách xác định điểm tương đương

Có nhiều cách xác định điểm tương đương, nhưng thông dụng nhất là sử dụng chất chỉ thị (nhìn bằng mắt) và sử dụng các công cụ hóa lý để xác định điểm kết thúc chuẩn độ

2.2.1 Dựa vào sự thay đổi đặc trưng của chất chỉ thị:

Khái niệm chất chỉ thị: Chất chỉ thị là những chất có khả năng biến đổi màu sắc, tạo

(hoặc biến mất) kết tủa hoặc phát huỳnh quang hoặc gây ra một dấu hiệu nào đó ở lân cận điểm tương đương nhằm xác định điểm kết thúc phân tích thể tích

Sử dụng chất chỉ thị là cách thông dụng và đơn giản nhất để xác định điểm tương đương

Ví dụ: Định lượng acid oxalic bằng dung dịch natri hydroxyd có thể chọn chỉ thị

phenolphthalein, ta có phương trình phản ứng:

H2C2O4 + 2 NaOH = Na2C2O4 + 2 H2O

Trước điểm tương đương trong dung dịch còn acid, nên phenolphthalein không màu Sau điểm tương đương, dung dịch dư kiềm, phenolphthalein có màu hồng Do đó ở thời điểm tương đương dung dịch từ không màu chuyển sang màu hồng (tại thời điểm này ta kết thúc sự chuẩn độ)

2.2.2 Dựa vào sự thay đổi đột ngột của các thông số lý – hóa xảy ra tại điểm tương đương

Tại lân cân điểm tương đương của phản ứng chuẩn độ, một số thông số hóa lý thường thay đổi đột ngột hơn nhiều so với trước và sau điểm tương đương Ví dụ như hiệu điện thế, cường độ dòng điện (trong phản ứng oxi hóa khử) độ dẫn điện, pH (trong phản ứng acid – base), cường độ hấp thu ánh sáng (trong phản ứng chuẩn độ complexon có mặt chỉ thị)…Và

Ví dụ: Trong trường hợp chuẩn độ acid hydrocloric bằng dung dịch chuẩn độ natri hydroxyd dùng chỉ thị phenolphtalein, điểm tương đương ứng với pH = 7, nhưng chỉ thị phenolphatalein lại chuyển màu ở pH = 9, nên thường kết thúc chuẩn độ sau điểm tương đương

Trong trường hợp thông qua các thông số hóa lý, ta chỉ kết thúc chuẩn độ khi các thông

số như diện thế, cường độ dòng điện, độ dẫn điện đã có bước thay đổi đột ngột Dạng chuẩn

độ này thường được gọi là xác định điểm cuối theo công cụ vì phải sử dụng các máy thích hợp và thường được tự động hóa để vẽ đường cong chuẩn độ Không giống như khi sử dụng chỉ thị nhìn bằng mắt, khái niệm điểm cuối và điểm tương đương khi xác định theo công cụ thường khác xa nhau Nhưng lúc này, điểm tương đương được xác định rất chính xác theo trung điểm của đoạn dốc nhất trên đường chuẩn độ

3 YÊU CẦU ĐỐI VỚI PHẢN ỨNG DÙNG TRONG PHÂN TÍCH THỂ TÍCH

Các phản ứng chuẩn độ dùng trong phân tích thể tích thỏa mãn các yêu cầu sau:

- Phản ứng phải xảy ra hoàn toàn (nồng độ chất cần xác định còn lại < 10-6M) và theo đúng hệ số hợp thức của phương trình phản ứng

- Phản ứng phải có tính chọn lọc cao: chỉ xảy ra giữa thuốc thử và chất cần xác định, không có phản ứng phụ

- Phản ứng xảy ra phải đủ nhanh, nếu chậm việc xác định điểm tương đương sẽ kém chính xác

- Phải chọn được chất chỉ thị xác định được chính xác điểm tương đương

22

4 PHÂN LOẠI CÁC PHƯƠNG PHÁP THỂ TÍCH

Dựa trên cơ sở phản ứng chuẩn độ để phân loại các phương pháp phân tích thể tích:

4.1 Phương pháp trung hòa

Phản ứng định lượng là phản ứng trung hòa giữa acid và base

Acid + Base → Muối + Nước Thí dụ: Định lượng dung dịch CH3COOH bằng dung dịch NaOH

CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O Phương pháp cho phép xác định nồng độ các acid, base và các muối thủy phân trong dung dịch Sử dụng dung dịch chuẩn độ acid để xác định nồng độ các dung dịch base hoặc các muối cho phản ứng kiềm khi thủy phân Ngược lại, sử dụng dung dịch chuẩn độ base để xác định nồng độ các dung dịch acid hoặc các muối cho phản ứng acid khi thủy phân

4.2 Phương pháp oxy hóa khử

Đây là phương pháp dựa vào phản ứng oxy hóa - khử giữa chất phân tích và dung dịch

chuẩn độ

OX1 + KH2 = KH1 + OX2

Thí dụ: Định lượng FeSO4 bằng KMnO4:

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O (khử) (oxy hóa)

Phương pháp được sử dụng để định lương:

Các chất khử trong dung dịch: Fe 2+ , C 2 O 4 2- , NO 2

-Các chất oxy hóa: như H 2 O 2 , nước javen v.v

4.3 Phương pháp kết tủa

Phương pháp dựa vào phản ứng tạo thành chất kết tủa (chất ít tan) giữa thuốc thử và

chất cần xác định

Thí dụ: Định lượng dung dịch NaCl bằng dung dịch AgNO3

NaCl + AgNO3 = AgCl + NaNO3

Phương pháp này thường được sử dụng để định lượng các clorid và natri clorid trong dược dụng

4.4 Phương pháp tạo phức

23

Phương pháp dựa vào phản ứng tạo thành phức chất giữa thuốc thử và chất cần xác

định Thường sử dụng chất chuần là EDTA tạo phức bền với nhiều cation kim loại

Thí dụ: Định lượng dung dịch Mg2+ bằng complexon (HY3-)

Mg2+ + HY3- → MgY2- + H+ Phương pháp này thường được ứng dụng để định lượng CaCl2 dược dụng, xác định độ cứng của nước cất, xác định hàm lượng Bi trong dược phẩm

5 CÁC KỸ THUẬT CHUẨN ĐỘ

5.1 Chuẩn độ trực tiếp (chuẩn độ thẳng)

Chuẩn độ bằng cách nhỏ từ từ trực tiếp dung dịch chuẩn độ vào một thể tích chính xác dung dịch cần định lượng Đây là trường hợp phản ứng trực tiếp vừa đủ giữa thuốc thử và chất cần định lượng với nhau

Thí dụ: Để định lượng một dung dịch NaCl người ta nhỏ dung dịch chuẩn độ AgNO3

vào dung dịch NaCl đến khi chất chỉ thị chuyển màu

5.2 Chuẩn độ ngược (chuẩn độ thừa trừ)

Cho một thể tích chính xác và hơi dư dung dịch chuẩn độ tác dụng với một thể tích chính xác dung dịch cần định lượng Sau đó chuẩn độ thuốc thử dư bằng một dung dịch chuẩn độ khác

Thí dụ:

Để định lượng clorid, trước hết ta cho AgNO3 dư để tủa hòa toàn AgCl

AgNO3 dư + NaCl → AgCl↓ + NaNO3 Sau đó chuẩn độ AgNO3 còn thừa bằng dung dịch chuẩn KSCN

AgNO3 còn lại + KSCN → AgSCN + KNO3 Biết được lượng AgNO3 thừa, tính được lượng AgNO3 đã tác dụng với NaCl tức là biết được lượng NaCl

5.3 Chuẩn độ thế

Thí dụ:

Định lượng K2Cr2O7 bằng cách cho K2Cr2O7 tác dụng với KI dư trong môi trường acid để giải phóng 1 lượng tương đương iod

6 CÁC DUNG DỊCH DÙNG TRONG PHÂN TÍCH THỂ TÍCH

Nồng độ là cách biểu thị thành phần định lượng của một dung dịch Nó có thể biểu thị lượng chất tan trong một thể tích xác định của dung dịch hoặc lượng chất tan trong một khối lượng xác định của dung dịch hoặc của dung môi Lượng chất tan trong dung dịch càng lớn thì nồng độ càng lớn và ngược lại

Dung dịch chuẩn độ là những dung dịch đã biết nồng độ chính xác, thường dùng để xác định nồng độ các dung dịch khác

Trong hóa học phân tích định lượng, nồng độ của dung dịch chuẩn thường được tính

theo nồng độ đương lượng (N) hoặc nồng độ mol (M) hoặc nồng độ P (g/l)

6.1 CÁC CÁCH PHA DUNG DỊCH CHUẨN ĐỘ

Khi pha dung dịch chuẩn, cần lưu ý tính chất hóa học của chất cần pha, để lựa chọn điều kiện (dung môi, nhiệt độ…) thích hợp Ví dụ: khi pha KMnO4 hay Na2S2O3 cần dùng nước mới đun sôi để nguội để tránh sự phân hủy

Nồng độ dung dịch chuẩn khi pha không được phép chênh lệch vượt quá  10% so với yêu cầu (thông thường chỉ chênh lệch 3%) và sai số pha không được quá  0,2%

Những dung dịch chuẩn độ khi để lâu có thể thay đổi nồng độ, do đó phải định kỳ xác

định lại nồng độ để tránh sai số Thường có ba cách pha dung dịch chuẩn độ

6.1.1 DÙNG ỐNG CHUẨN

Hiện nay, để tạo thuận lợi cho người sử dụng, người ta tính toán, cân sẵn một lượng hóa chất gốc đóng vào trong đồ đựng thích hợp, tương ứng với nồng độ nhất định chính xác (gọi

là ống chuẩn) và có chỉ dẫn pha cho một thể tích xác định nào đó

Thí dụ nhãn ống chuẩn pha HCl 0,1 N của Viện kiểm nghiệm- Bộ y tế

VIỆN KIỂM NGHIỆM – BỘ Y TẾ

độ có nồng độ như đã ghi trên nhãn

6.2 DÙNG HÓA CHẤT TINH KHIẾT

Dùng những hóa chất tinh khiết còn gọi là chất gốc đã được qui định ở phần “Các thuốc thử” trong Dược điển Việt Nam Các yêu cầu đối với hoá chất tinh khiết sử dụng trong pha chế dung dịch chuẩn độ như sau:

- Có thành phần hoá học đúng với công thức ghi trên nhãn

- Không bị phân hủy trong các điều kiện thông thường

- Đạt độ tinh khiết theo yêu cầu (tạp chất < 0,1%)

Khi có hóa chất gốc, chỉ việc tính toán lượng chất cần pha và cân trên cân phân tích (có

độ chính xác  0,0002g) rồi đem hòa tan trong dung môi (thường là nước) vừa đủ thể tích theo yêu cầu (dùng bình định mức) Sau khi pha xong được dung dịch có nồng độ chính xác Dung dịch chuẩn độ pha từ chất gốc, còn được gọi là dung dịch gốc

Để pha dung dịch chuẩn độ từ hóa chất tinh khiết phải tiến hành các bước sau:

6.2.1 Tính lượng hóa chất cần lấy để pha

Áp dụng công thức:

m ct là khối lượng chất tan cần lấy

C N là nồng độ dung dịch cần pha (N)

V dd là thể tích dung dịch cần pha (ml)

E là đương lượng gam chất tan

1000

V.E.Cm1000xV.E

m

dd ct

Thí dụ:

Pha 100,0 ml dung dịch H2C2O4 0,100N từ chất gốc H2C2O4.2H2O :

Bước 1: Tính toán

03 , 63 2

V E

m

C  , ta tính ra lượng cân acid oxalic cần là

O H O C

1000

100 03 , 63 1 , 0 1000

.

2 4 2

Bước 2: Pha dung dịch

- Cân chính xác trên cân phân tích 0,6303g H2C2O4.2H2O

- Hòa tan 0,6303g H2C2O4.2H2O trong nước cho đủ 1000,0 ml (dùng bình định mức) Ta được dung dịch H2C2O4 0,1000N

Cần lưu ý nếu lượng hoá chất cân không đúng với lượng hoá chất đã tính toán thì phải tính lại nồng độ thực tế của dung dịch từ lượng cân

Thí dụ:

Để pha chế 1 lít H2C2O4 1N, người ta lấy lượng H2C2O4.2H2O cân được là 64,0000 g, khi đó Nthực = 1000 1 , 02N

1000 03 , 63

0000 ,

Ghi chú: Trong DĐVN và một số giáo trình của Nga và Pháp, người ta còn sử dụng hệ số

hiệu chỉnh K là tỷ số giữa nồng độ đương lượng thực tế (N T ) và nồng độ đương lượng mong muốn lý tưởng (N LT )

LT

T

N N

27

Khi K > 1, dung dịch thu được có nồng độ cao hơn mong muốn còn khi K < 1 thì dung dịch thu được có nồng độ thấp hơn mong muốn Trường hợp ly tưởng là khi K = 1 ứng với dung dịch thu được pha đúng nồng độ mong muốn

6.3 PHA GẦN ĐÚNG RỒI HIỆU CHỈNH NỒNG ĐỘ

Để pha dung dịch chuẩn độ từ hóa chất không tinh khiết (không phải chất gốc) hoặc hiệu chỉnh lại nồng độ dung dịch có thay đổi trong quá trình bảo quản, cần tiến hành các bước:

6.3.1 Tính lượng hóa chất cần lấy để pha

Áp dụng công thức:

m ct là khối lượng chất tan cần lấy

C N là nồng độ đương lượng của dung dịch cần pha (N)

V dd là thể tích dung dịch cần pha (ml)

E là đương lượng gam chất tan

6.3.2 Pha dung dịch

Cân chính xác lượng hóa chất đã tính, hòa tan trong bình định mức có dung tích bằng thể tích muốn pha, thêm nước vừa đủ, lắc đều sẽ được dung dịch có nồng độ xấp xỉ bằng nồng độ dung dịch muốn pha

x x xExV

C

Bước 2: Pha dung dịch

Cân chính xác 40 g NaOH trên cân phân tích có độ nhay 0,0001 g, sao đó hoà tan và điền đầy đủ bằng nước cất trong bình định mức 1000 ml Dung dịch chuẩn độ thu được có

1000

V.E.Cm1000xV.E

m

dd ct

28

nồng độ khoảng 1N Nồng độ chính xác của dung dịch này được xác định bằng dung dịch acid oxalic đã biết nồng độ

6.3.3 Hiệu chỉnh nồng độ dung dịch

Căn cứ vào nồng độ thực tế đã tính được từ thực nghiệm để tiến hành hiệu chỉnh nồng

độ dung dịch pha Nếu gọi NT là nồng độ thực tế sau khi đã xác định chính xác và NLT là nồng độ dung dịch chuẩn mong muốn

- Nếu NT = NLT: dung dịch pha đúng nồng đô chuẩn mong muốn không cần phải hiệu chỉnh

- Nếu NT > NLT: dung dịch pha có nồng độ lớn hơn nồng độ chuẩn mong muốn Phải tiến hành hiệu chỉnh bằng cách thêm nước

Thể tích nước cần thêm được tính theo công thức:

V DM là thể tích dung môi (nước) cần thêm (ml)

K là hệ số hiệu chỉnh của dung dịch pha

V hc là thể tích dung dịch pha cần hiệu chỉnh (ml)

- Nếu NT < NLT; dung dịch pha có nồng độ nhỏ hơn nồng độ chuẩn mong muốn Cần phải hiệu chỉnh bằng cách thêm hóa chất cần pha vào

Lượng hóa chất cần thêm vào ứng với Vhc ml dung dịch cần hiệu chỉnh được tính theo công thức:

T

V

E N N

,1(

m là khối lượng hóa chất cần thêm (g)

K là hệ số hiệu chỉnh của dung dịch pha

V hc là thể tích dung dịch pha cần hiệu chỉnh (ml)

Thí dụ:

Tính lượng dung môi cần thêm vào 1000 ml dung dịch acid oxalic có nồng độ 1,02 N để được dung dịch có nồng độ chính xác 1,00 N?

Tính toán

29

Thể tích dung môi cần thêm là 1 , 000 ) 1000 20 ( )

00 , 1

02 , 1

7.1 Tính kết quả trong phương pháp định lượng trực tiếp hoặc phương pháp thế Bài toán

Hút chính xác V (ml) chế phẩm A (hoặc cân chính xác a gam chế phẩm A) pha thành Vđ.m dd trong bình định mức Lấy V1 ml dd này đem chuẩn độ bằng dd chuẩn độ B có nồng

độ N2 hết V2 ml Xác định nồng độ % chế phẩm (hoặc hàm lượng % của chế phẩm)?

Cách tính như sau:

Cách 1 Tính theo nồng độ đương lượng

- Tính nồng độ của dung dịch A trong bình định mức:

m ct A đ m

Cách 2 Tính theo độ chuẩn:

- Độ chuẩn của dung dịch chuẩn B theo chất cần xác định A là số gam chất A tác dụng vừa

đủ với 1ml dd chất chuẩn B (ký hiệu là TB/A)

1000 1000

/

A A

B A B

E N E N

1

)(

V

m T V V V

m g

m d

a

m kl kl A

7.2 Tính kết quả trong phương pháp thừa trừ

Bài Toán

Giả sử lấy V A ml chất cần xác định A thêm V B ml dung dịch chuẩn B có nồng độ N B , (dung dịch chuẩn B cho thừa), chuẩn độ chất B còn lại hết V C ml dung dịch chuẩn C có nồng

độ N C Tinh nồng độ N A và C(%) của dung dịch

Đây là dạng chuẩn độ ngược nên chất chuẩn B phản ứng vừa đủ với hai chất A và C nên

số mili đương lượng chất A phải bằng tổng số mili đương lượng hai chất B và C:

NBVB = NAVA + NCVC hay NAVA = NBVB - NCVC

31

A

C C B B A

V

V N V N



Khi tính C% (kl/kl) của dung dịch A, cũng lý luận tương tự, ta có:

1001000

)(

E V N V N V

- Phương trình phản ứng chuẩn độ: H2C2O4 + 2NaOH = Na2C2O4 + 2H2O

1000 2600 ,

040 , 0 00 ,

- Phương trình phản ứng chuẩn độ: AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3

- Áp dụng: VAg+ NAg+ =V NCl- Cl- +V CNS N CNS

20

Ag Ag CNS CNS NaCl

32

Hòa tan 0,294g K 2 Cr 2 O 7 trong nước và pha loãng thành 200,0ml Lấy 25,00ml dung dịch trên, acid hóa bằng dung dịch H 2 SO 4 2N, thêm KI dư, chuẩn độ I 2 giải phóng ra hết 10,68ml Na 2 S 2 O 3 Tinh nồng độ N dung dịch Na 2 S 2 O 3

- Phản ứng chuẩn độ: K2Cr2O7 + 6KI + H2SO4 = 3I2 + Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 7H2O

2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaCl

33

CHƯƠNG I I ĐỊNH LƯỢNG BẰNG PHƯƠNG PHÁP ACID  BASE

MỤC TIÊU

1 Nêu được các khái niệm về acid – base theo các thuyết Arrhenius, Lewis, Bronsted

2 Sử dụng được các công thức để tính pH của các dung dịch có tính acid -base

3 Trình bày được ý nghĩa của phương pháp định lượng acid-base và cách chọn chỉ thị màu trong từng phép định lượng

4 Ứng dụng phương pháp acid – base để định lượng các hoạt chất trong thuốc

NỘI DUNG

1 MỘT SỐ KHÁI NIỆM CƠ BẢN

1.1 Định nghĩa về acid – base

Có khá nhiều định nghĩa về acid và base đã được đưa ra Sau đây là các định nghĩa acid - base quan trọng nhất:

 Thuyết Arrhenius:

Trong dung dịch nước, acid là chất phân li cho H + và anion còn Base là chất phân li

thành OH - và cation trong dung dịch nước

 Thuyết Arrhenius có nhiều hạn chế do không thể giải thích toàn diện được tính acid và base của các chất và trong các dung môi khác nước

 Thuyết Lewis:

Xét trong một dung môi nào đó, acid là chất có khả năng nhận đôi điện tử còn Base là

chất có khả năng nhường đôi điện tử tự do

 Thuyết Lewis tuy giải thích được hầu hết tính acid – base của các chất nhưng lại có nhược điểm là phức tạp khi ứng dụng trong dung dịch nước Do vậy, thuyết Lewis thường được sử dụng trong hóa học hữu cơ và trong các dung môi không nước

 Định nghĩa theo thuyết Bronsted:

sẽ được sử dụng theo theo thuyết Bronsted

1.1 Cặp acid – base liên hợp

Theo thuyết bronsted, acid là chất cho proton còn base là chất nhận proton H+ Vậy nếu gọi HA là một acid, ta sẽ có cân bằng sau trong dung dịch nước:

Theo đó, B là chất nhận H+ nên là base còn HB+ là chất cho H+ nên là một acid

Rõ ràng, một acid khi phân ly sẽ tạo ra một base còn một base khi phân ly sẽ tạo ra một acid Hai dạng này sẽ cân bằng với nhau nên người ta gọi chúng là cặp acid – base liên hợp Theo đó, HA/A và HB+/B là các cặp acid base liên hợp

Ví dụ: Cặp acid base liên hợp:

HCl  Cl + H+ (acid hydrocloric HCl liên hợp với base clorid Cl-)

NH3 + H+  NH4+ (base ammoniac NH3 liên hợp với acid ammonium NH4+)

1.3 Phản ứng acid - base

Do proton H+ không tồn tại ở dạng tự do nên để một acid thể hiện được khả năng cho proton H+ cần phải có một base có khả năng nhận proton H+ theo phương trình tổng quát sau:

HA + B  HB+ + A

acid 1 base 2 acid 2 base1

Phản ứng này được gọi là phản ứng trao đổi proton hay phản ứng acid – base Dung

môi có thể đóng vai trò như một acid hay base để tham gia vào phản ứng trên

1.4 Nước và pH

35

Nước là chất lưỡng tính và điện ly rất yếu Phương trình cân bằng điện li:

H2O  H+ + OH-

H2O + H+  H3O+

H2O + H2O  H3O+ + OH-

Acid 1 Base 2 Acid 2 Base 1

Theo định luật tác dụng khối lượng:   

 2  1 , 8 . 1016

3 2





 H O HO OHO

K là tích số ion của nước, tích số này thay đổi theo nhiệt độ

Trong dung dịch nước, các chất có tính acid mạnh hơn nước sẽ tham gia vào phản ứng trao đổi: HA + H2O  H3O+ + A-

Acid càng mạnh thì [H3O+] càng lớn

Ngược lại, trong nước, một base mạnh hơn nước sẽ tham gia vào phản ứng trao đổi:

B + H2O  BH+ + OH-

Khi đó, base càng mạnh thì nồng độ [OH-] càng lớn

Do vậy, tính acid và kiềm của các chất điện li được biểu thị bằng nồng độ ion H3O+hoặc OH- Nhưng do tích số [H3O+][OH-] là không đổi, còn [H3O+] và [OH-] là những đại lượng biến đổi, nên dựa vào giá trị [H3O+] hay [OH-] có thể đánh giá độ acid hoặc độ kiềm của dung dịch

Trong dung dịch nước trung hòa:

) / ( 10 10

] [

] [ H  OH  14  7 mol l

1.5 Chỉ số pH của dung dịch

36

Do [H3O+] thường có giá trị rất nhỏ, người ta sử dụng giá trị của logarit thập phân của [H3O+], và kí hiệu là pH

pH = - lg [H3O+] hay [H3O+] = 10-pH

pOH = - lg[OH-] hay [OH-] = 10-pOH

14

3 ][ ] 10 [    

 H O OH

KN

pKN = -lgKN = -lg([H3O+].[OH-]) = -lg[H3O+] –lg[OH-] = pH + pOH =14 (ở 25oC)

Trong nước nguyên chất, [H3O+] = [OH-] = 10-7 nên pH = lg[H+] = 7

Trong dung dịch acid, [H3O+] > [OH-] nên pH < 7

Trong dung dịch base, [H3O+] < [OH-] nên pH > 7

Bảng 5.1: Biến đổi giá trị pH của nước theo nhiệt độ

Nhiệt độ ( oC) 0 15 23 30 37

Chú ý: biến đổi này rất quan trọng nhất là trong lãnh vực sinh học Giá trị pH bình thường

của máu đo được ở 37 oC: 7,35 < pH < 7,45 Do vậy, khi đo phải kể đến sai số khi thay đổi nhiệt độ

Ghi chú: Do thói quen từ trước, ta thường hay thể hiện H 3 O + = H + Mặc dù điều này là không đúng vì H + không tồn tại trong dung dịch nước, nhưng từ đây về sau ta vẫn sử dụng

nó vì tính thuận tiện khi sử dụng

2 ĐỘ MẠNH CỦA ACID – BASE TRONG DUNG DỊCH NƯỚC VÀ CÁCH TÍNH

] ][

HA

O H

=

] [

] ][

Acid

O H Base 

] ][

]][

Nhận xét: tính base của chất tan càng mạnh Kb càng lớn và pKb càng nhỏ, base phân ly càng

nhiều Nếu A và B là cặp acid base liên hợp thì: Ka x Kb = 10-14 và pKa + pKb = 14 Nếu Ka càng lớn thì Kb càng bé hay nói cách khác trong một cặp acid-base liên hợp nếu dạng acid mạnh thì bạng base liên hợp sẽ yếu và ngược lại

2.3 Cách tính pH của một dung dịch

 pH của một dung dịch acid

Nếu gọi ka là hằng số acid của chất đó và C là nồng độ tổng của acid, ta có công thức tính pH dung dịch như sau:

pH pK a lgC

2

1 2

Nếu đó là dung dịch của acid mạnh (ka  1, pKa  0 ) thì pH = -lg[C]

 pH của dung dịch base

Nếu gọi kb là hằng số base của chất đó hay ka là hằng số acid của acid liên hợp của nó và

C là nồng độ tổng của chất đó trong dung dịch thì pH được tính như sau

pH pK a C pK b lgC

2

1 2

1 14 lg

2

1 2

1

Nếu đó là dung dịch của base mạnh (kb  1 hay pKb  0 ) thì pH = 14 – lg[C]

 pH của dung dịch đệm

Dung dịch đệm là dung dịch chứa đồng thời một acid yếu và base liên hợp của nó và ngược lại Đặc điểm nổi bật của dung dịch đệm là pH của dung dịch thay đổi rất ít khi pha loãng hay thêm vào một lượng nhỏ dung dịch acid hay base vào

Các dung dịch đệm điển hình là CH3COOH/CH3COO- và NH4+/NH4OH

Nếu gọi A là dạng acid, B là dạng base liên hợp của A và ka là hằng số acid của A, ta có công thức tinh pH của dung dịch đệm như sau:

38

] [

] [ lg

A

B pK

pH  a 

 pH của hỗn hợp hai cặp acid – base liên hợp

Nếu k1 và k2 là hằng số acid của hai cặp acid – base liên hợp thì công thức tính pH của dung dịch nhận được khi hòa tan những lượng tương đương acid của một cặp này với base của một cặp khác là:

2 1

2

1 2

1

pK pK

pH  Công thức này có thể được sử dụng để tính pH của các dung dịch sau:

1 Hỗn hợp những lượng tương đương của một acid yếu và một base yếu Ví dụ như hỗn hợp acid acetic và amoniac

2 Hỗn hợp những lượng tương đương của một acid yếu và muối tạo thành bởi acid yếu và base mạnh Ví dụ như hỗn hợp của acid acetic và natri florid

3 Hỗn hợp những lượng tương đương của một base yếu với muối của một acid mạnh với base yếu Ví dụ như amoniac và ethylendiamin dihydroclorid

4 Dung dịch muối của một acid yếu và một base yếu

2 PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ ACID-BASE

2.1 Nguyên tắc của phương pháp

Phương pháp dựa vào phản ứng trung hoà giữa acid với base để định lượng acid hay base theo phương trình phản ứng:

Acid + Base → Muối + Nước

HA + MOH → MA + H2O

2.2 Điểm tương đương

Quá trình định lượng bằng phương pháp acid – base là quá trình biến đổi nồng độ H+ và

OH-:

H+ + OH- = H2O

Do đó, trong quá trình định lượng pH của dung dịch luôn thay đổi chậm nhưng gần đến

điểm tương đương thì có sự thay đổi đột ngột của pH – còn gọi là bước nhảy pH của quá

trình định lượng Điểm tương đương được phát hiện bằng chỉ thị màu, pH kế hay điện thế kế

39

2.3 Xác định điểm tương đương bằng chất chỉ thị màu

Để xác định điểm tương đương cho phép định lượng bằng phương pháp acid – base, người ta thường sử dụng các chất chỉ thị màu pH, là những chất có khả năng đổi màu khi pH thay đổi Mỗi chất chỉ thị màu pH sẽ biến đổi màu sắc trong một khoảng pH xác định (gọi là khoảng pH đổi màu) Việc chọn chất chỉ thị cho phép định lượng acid – base cụ thể nào đó được lựa chọn sao cho khoảng pH đổi màu của chỉ thị nằm trong khoảng bước nhảy pH của phép chuẩn độ Bảng 5.2 giới thiệu một số chỉ thị màu pH thông dụng nhất

Bảng 5.2: pH và vùng chuyển màu của một số chỉ thị màu pH thông dụng

đỏ vàng

đỏ vàng vàng vàng vàng vàng không màu không màu

Vàng xanh vàng xanh vàng tím xanh

đỏ

đỏ xanh

đỏ

đỏ hồng

1,2 3,0 3,1 3,8 4,4 5,2 6,0 6,8 7,0 8,0 8,2 8,3

2,8 4,6 4,4 5,4 6,0 6,8 7,6 8,0 8,8 9,6 9,8