Bài giảng hoá phân tích DTU

Một số cân bằng hoá học dùng trong hoá phân tích: - Cân bằng axit-bazơ - Cân bằng tạo phức - Cân bằng kết tủa - Cân bằng oxi hoá khử Câu hỏi và bài tập chương 1 1- Tính độ điện ly của

BỘ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO

ĐẠI HỌC DUY TÂN

KHOA KHOA HỌC TỰ NHIÊN

BÀI GIẢNG HOÁ HỌC PHÂN TÍCH

GIẢNG VIÊN: NGÔ THỊ CHINH

Đà Nẵng 08/2015

Mở đầu

Hóa học phân tích là một chuyên ngành riêng của hoá học dựa trên nền tảng của hoá học vô cơ, hữu cơ và hoá lý Hoá học phân tích cho phép xác định thành phần định tính và định lượng của các chất và hỗn hợp của chúng Như vậy hoá phân tích bao gồm các phương pháp phát hiện, nhận biết cũng như các phương pháp xác định hàm lượng các chất trong các mẫu phân tích

Phân tích định tính nhằm xác định các nguyên tố hoá học, ion, nguyên tử, phân tử có trong thành phần chất phân tích Phân tích định tính dựa vào sự chuyển chất phân tích thành hợp chất mới nào đó có những tính chất đặc trưng như có màu, có trạng thái vật lý đặc trưng,

có cấu trúc tinh thể hay vô định hình…Để giải quyết nhiệm vụ của phân tích định tính người

ta thường dùng hai phương pháp phân tích hoá học: phương pháp H2S, phương pháp bazơ hoặc các phương pháp phân tích hoá lý: phân tích phổ phát xạ nguyên tử, phân tích huỳnh quang, phương pháp quang kế ngọn lửa

axit-Phân tích định lượng cho phép xác định thành phần về lượng các hợp phần của chất cần phân tích Để giải quyết nhiệm vụ của phân tích định lượng, người ta dùng các phương pháp phân tích hoá học: phân tích khối lượng, phân tích thể tích hoặc các phương pháp hoá lý: đo màu, phân tích phổ hấp thụ nguyên tử, các phương pháp phân tích điện hoá, các phương pháp phân tích sắc kí…

Các bước phải thực hiện khi phân tích một đối tượng nào đó

- Chọn phương pháp phân tích thích hợp và các vấn đề cần giải quyết Chú ý đến ý nghĩa kinh tế, độ chính xác, độ lặp và tính khả thi của phương pháp phân tích

- Chọn mẫu đại diện là mẫu có thành phần phản ánh đúng nhất cho thành phần của đối tượng phân tích Chuẩn bị mẫu thí nghiệm và chuyển mẫu từ dạng rắn sang dung dịch

- Tách các chất, đó là công việc cần thiết để xác định đối tượng chính trong mẫu có

độ chọn lọc và chính xác cao

- Tiến hành định lượng các chất bằng phương pháp phân tích đã chọn

- Tính toán và đánh giá độ tin cậy của phép phân tích

Chương 1: Dung dịch chất điện ly và cân bằng hóa học

Mục tiêu:

- Biết được các khái niệm về dung dịch chất điện ly, phân loại chất điện ly

– Khái niệm về hoạt độ, hằng số cân bằng

1.1 Sự điện ly và chất điện ly

1.1.1 Định nghĩa về sự điện ly và chất điện ly

– Điện ly là sự phân ly của một chất có liên kết ion hoặc liên kết cộng hoá trị phân cực thành các ion riêng rẽ trong môi trường nước hoặc khi nóng chảy

– Chất điện ly là những chất khi tan trong dung môi (dung môi thường dùng là nước) phân ly thành các ion Dung dịch chất điện ly có khả năng dẫn điện Ví dụ: Các muối axit, bazơ

– Chất không điện ly là chất khi tan trong nước tạo thành dung dịch không dẫn điện Ví dụ: Dung dịch đường, dung dịch rượu…

Ví dụ: NaCl, HCl hòa tan được trong nước hoặc các dung môi phân cực khác

HCl → H+

+ Cl− NaCl → Na+

+ Cl−Phương trình điện ly cho chất điện ly có công thức tổng quát AmBn

⃗⃗⃗

1.1.2 Phân loại chất điện ly

- Chất điện ly mạnh là những chất có khả năng phân ly hoàn toàn thành các ion trong dung dịch, thường là các hợp chất có liên kết ion hay liên kết cộng hoá trị phân cực mạnh Ví dụ: các muối vô cơ, muối hữu cơ, các axit vô cơ, các bazơ vô cơ nhóm kim loại kiềm, kiềm thổ

KNO3 → K+ + NO3- NaOH → Na+

+ OH-

H2SO4 → 2H+ + SO4

2 Chất điện ly yếu là những chất phân ly không hoàn toàn trong dung dịch (chỉ có 1 phần

số phân tử hòa tan phân li ra ion, phần còn lại vẫn tồn tại dưới dạng phân tử trong dung dịch), thường là các chất có liên kết cộng hoá trị phân cực yếu hay liên kết cho nhận Ví dụ: các axit, bazơ vô cơ yếu, hầu hết các axit, bazơ hữu cơ, các ion phức

⃗⃗⃗

⃗⃗⃗

⃗⃗⃗

Để phân loại chất điện ly người ta dựa vào độ điện ly (kí hiệu là α) và hằng số điện ly (kí hiệu Kđ)

- Độ điện ly (α) là tỷ số giữa số phân tử đã phân ly thành ion (n) và tổng số phân tử đã

hoà tan (no) hay tỷ số giữa nồng độ chất đã điện ly (C) và nồng độ chất đã hoà tan (C0)

Ví dụ: Dung dịch HF trong nước có nồng độ 0.1M ở 25oC có α= 0.09 nghĩa là cứ hoà tan

100 phân tử thì có 9 phân tử phân ly thành ion

 Dung dịch các chất không điện ly: α =0

 Dung dịch các chất điện ly hoàn toàn: α = 1

Như vậy độ điện ly có thể có giá trị 0 ≤ α ≤1

Tuy nhiên trong thực tế khi xác định độ điện ly của dung dịch chất điện ly mạnh thì α thường nhỏ hơn 1 (α chỉ bằng 1 khi dung dịch được pha loãng vô cùng) Nguyên nhân là do ở những dung dịch có nồng độ cao xảy ra tương tác tĩnh điện giữa các ion hoặc sự tụ hợp giữa các ion với phân tử

Kết luận: độ điện ly α phụ thuộc vào bản chất của chất tan, dung môi, nồng độ dung dịch

và nhiệt độ

Hằng số điện ly (K đ) là hằng số cân bằng của phản ứng phân ly, là tỷ số giữa phân tích số

nồng độ của sản phẩm đã điện ly và phân tích số nồng độ chưa điện ly Với chất điện ly

AmBn

K đặc trưng cho khả năng điện ly của chất điện ly, K càng lớn thì chất điện ly càng mạnh, chất điện ly phân ly ra các ion càng nhiều và ngược lại K phụ thuộc vào bản chất của chất điện ly, dung môi và nhiệt độ Trong tính toán, người ta còn sử dụng đại lượng pK với quy ước pK= -lgK Một chất điện ly có pK càng nhỏ thì có khả năng điện ly càng mạnh trong dung dịch

- Quan hệ giữa hằng số điện ly và độ điện ly Định luật pha loãng Ostwald

Xét quá trình phân ly của một axit yếu HA có nồng độ ban đầu C, hằng số điện ly K

và độ điện ly α

⃗⃗⃗

Nồng độ ban đầu C 0 0

Nồng độ khi điện ly αC αC αC

Nồng độ cân bằng C- αC αC αC

Khi α << 1 thì có thể coi 1-α ≈ 1, khi đó ta có biểu thức đơn giản hơn:

√Nếu biết độ điện ly α ở một nhiệt độ xác định có thể tính được K và ngược lại

Biểu thức trên cho thấy: độ điện ly tỷ lệ nghịch với căn bậc hai của nồng độ chất

điện ly Đó là nội dung của định luật pha loãng Ostwald Như vậy khi nồng độ giảm nghĩa là

khi pha loãng thì độ điện ly của dung dịch tăng lên

Ví dụ: Tính hằng số điện ly của CH3COOH biết dung dịch có nồng độ 0.1M và độ điện ly 0.0132

Vì α<<1 nên K= α2

.C= (0.0132)2.10-1= 1,74.10-5

1.2 Các định luật cơ bản của hóa học áp dụng cho các hệ trong dung dịch chất điện ly

1.2.1 Định luật bảo toàn nồng độ ban đầu

a Biểu diễn nồng độ trong dung dịch

– Nồng độ gốc C0: nồng độ trước khi cho vào hỗn hợp phản ứng

– Nồng độ ban đầu Co : Nồng độ chất (cấu tử) trong hỗn hợp trước khi phản ứng xảy ra

– Nồng độ cân bằng []: Nồng độ chất (cấu tử) trong dung dịch khi hệ đạt trạng thái cân bằng

b Định luật bảo toàn nồng độ ban đầu

Nội dung: Nồng độ ban đầu của một cấu tử bằng tổng nồng độ cân bằng của các

dạng tồn tại của cấu tử đó có mặt trong dung dịch

Chú ý: Nếu ban đầu cấu tử tồn tại ở dạng đơn nhân còn ở trạng thái cân bằng lại đa nhân thì nồng độ của dạng đa nhân phải nhân với hệ số tương ứng

Ví dụ: Dung dịch K2CrO4 0,1M tồn tại dưới các dạng sau: CrO42-, Cr2O72-, HCrO4- Biểu thức ĐLBT nồng độ đối với K+: [K+] = 2[K2CrO4]= 0,2

Biểu thức ĐLBT đối với CrO4: [CrO4]= [CrO42-] + [Cr2O72-] + [HCrO4-]

1.2.2 Định luật bảo toàn điện tích (BTĐT )

Nội dung: Tổng điện tích âm của các anion phải bằng tổng điện tích dương của các

cation (điện tích của mỗi loại ion bằng tích nồng độ cân bằng nhân với điện tích của ion tương ứng)

[i] × z i = tổng điện tích của ion i

Ví dụ: Dung dịch K2CrO4 trong môi trường axit tồn tại các ion: H+

, K+, CrO42-, Cr2O72-, HCrO4-

[H+]+[K+]=[HCrO4-]+2[Cr2O72-]+2[CrO42-]

1.2.3 Định luật tác dụng khối lượng

a Hoạt độ của cấu tử

Theo thuyết về chất điện ly mạnh của Debye – Huckel, với những dung dịch loãng và rất loãng, khoảng cách giữa các ion xa nhau, lực tương tác giữa các ion không đáng kể và được tính bằng công thức:

trong đó F là lực hút giữa các ion, q1 và q2 là điện tích của hai ion, r là khoảng cách giữa hai

ion, ε là hằng số điện môi

Còn với các dung dịch đậm đặc hơn, xung quanh một cation còn có nhiều anion và ngược lại hiện tượng bao bọc này tạo thành lớp «khí quyển» ion :

Do đó lực tương tác giữa các ion đã bị giảm vì có hiệu ứng chắn giữa các ion với nhau và nồng độ thể hiện hoạt tính hóa học của chúng đã bị giảm xuống và nồng độ có hoạt tính hóa học này được gọi là nồng độ hoạt động, hay gọi tắt là hoạt độ và ký hiệu là a (active concentration)

Như vậy a = f.C, trong đó f được gọi là hệ số hoạt độ Vì a ≤ C nên f ≤ 1

Phương trình tính f được thiết lập dựa trên lý thuyết động học phân tử, định luật Debye Huckel:

√

√ Trong đó Zi là điện tích của ion i, µ là lực ion

Lực ion được tính theo công thức: ∑

trong đó i là ion thứ i; n là tổng số ion có trong dung dịch

Nếu µ < 0,01 → lgfi = - 0.5.Zi2√

Nếu 0,01 < µ < 0,2 ta tính lgf theo công thức trên

Ví dụ: Tính hoạt độ của ion Ca2+ trong dung dịch gồm CaCl2 0,01M và NaNO3 0,01 M

Trong dung dịch tồn tại các cân bằng điện ly sau:

⃗⃗⃗

0,01 0,01 0,02

⃗⃗⃗

0,01 0,01 0,01 Lực ion

√

√

0.0046 Vậy hoạt độ của ion Ca2+ trong dung dịch là 0,0046 b Hệ số hoạt độ Hệ số hoạt độ phản ánh tương tác tĩnh điện của các ion với nhau – Trong một dung dịch không quá đậm đặc, hệ số hoạt độ của một cấu tử không phụ thuộc vào bản chất của dung dịch mà chỉ phụ thuộc vào lực ion – Với cùng một lực ion nhất định, hệ số hoạt độ của một cấu tử giảm đáng kể khi điện tích của cấu tử tăng (Hình 1.2) – Các cấu tử có cùng điện tích thì có hệ số hoạt độ xấp xỉ bằng nhau Hình 1.2: Ảnh hưởng của lực ion lên hệ số hoạt độ 1.3 Cân bằng hóa học Nhiều phản ứng hóa học được sử dụng trong hóa phân tích không đạt được độ chuyển hóa hoàn toàn của chất phản ứng thành sản phẩm Thay vào đó, những phản ứng này đạt trạng thái mà tỉ lệ giữa nồng độ chất phản ứng và sản phẩm là hằng số, trạng thái này được gọi là trạng thái cân bằng hóa học (chemical equilibrium) Xét phản ứng thuận nghịch: ⃗⃗⃗

Trong quá trình phản ứng, tốc độ phản ứng theo chiều thuận giảm dần, còn tốc độ

1.0 1.0

0.8 0.8

0.6 0.6

0.4 0.4

0.2 0.2

0 0

0.4 0.4 0.3

0.3 0.2

0.2 0.1

0.1 0

0

K

K + +

Al

Al 3+ 3+

Fe(CN) Fe(CN)6 6 4 4 – – Ca

Ca 2+ 2+

phản ứng theo chiều thuận thì phản ứng đạt tới trạng thái cân bằng Trạng thái cân bằng được đặc trưng bởi hằng số cân bằng (K)

Trong đó [A], [B], [C], [D] là nồng độ cân bằng của A, B, C, D

Như vậy hằng số cân bằng nồng độ (Kc) biểu diễn mối quan hệ giữa nồng độ chất

phản ứng và nồng độ sản phẩm tạo thành ở trạng thái cân bằng Kc phụ thuộc vào nhiệt độ

Đối với cân bằng xảy ra trong dung dịch, các phần tử tham gia phản ứng và tạo thành sau phản ứng thường là các ion, khi đó nếu tính lực tương tác tĩnh điện giữa các ion, thì nồng

độ phải thay bằng hoạt độ Trong thực tế, để tính toán được đơn giản, hằng số cân bằng hoạt

độ thường được coi bằng hằng số cân bằng nồng độ, tức là bỏ qua sự tương tác tĩnh điện giữa các ion trong dung dịch và khi đó hệ số hoạt độ bằng 1

Một số cân bằng hoá học dùng trong hoá phân tích:

- Cân bằng axit-bazơ

- Cân bằng tạo phức

- Cân bằng kết tủa

- Cân bằng oxi hoá khử

Câu hỏi và bài tập chương 1

1- Tính độ điện ly của HCN trong dung dịch có nồng độ 1M Biết KHCN = 6,2.10-102- Tính nồng độ của dung dịch CH3COOH khi độ điện ly của nó là 2% Biết Ka của

Chương 2: Đại cương về phân tích khối lượng và

phân tích thể tích

Mục tiêu:

- Biết được một số phương pháp phân tích khối lượng Các khái niệm trong phương pháp phân tích thể tích như sự chuẩn độ, điểm tương đương, điểm cuối chuẩn độ, chất chỉ thọ, dung dịch chuẩn, dung dịch chuẩn gốc, chất gốc, sai số

- Biết được các phương pháp phân tích thể tích và các phương pháp chuẩn độ

2.1 Phương pháp phân tích khối lượng

2.1.1 Nguyên tắc chung của phương pháp phân tích khối lượng

Để xác định khối lượng của cấu tử M có trong đối tượng phân tích X, người ta tách hoàn toàn M ra khỏi các cấu tử khác dưới dạng một hợp chất hóa học có thành phần xác định, ví

dụ MxAy Dựa vào lượng cân của X và của MxAy mà tính khối lượng M hoặc hàm lượng % của M có trong đối tượng phân tích Dưới đây là một số phương pháp xác định hàm lượng của cấu tử thường dùng trong hóa phân tích:

- Tách cấu tử xác định dưới dạng hợp chất ít tan bằng phản ứng tạo kết tủa

Ví dụ định lượng sunfat bằng cách làm kết tủa dưới dạng BaSO4

- Nếu cấu tử xác định dễ bay hơi hoặc có thể dễ dàng chuyển thành hợp chất dễ bay hơi

ở những điều kiện thực nghiệm xác định thì có thể dùng phương pháp đuổi bằng cách đun nóng hoặc nung mẫu phân tích ở nhiệt độ cao và dựa vào khối lượng giảm đi khi xử lý phân tích nhiệt mà suy ra hàm lượng cấu tử xác định trong đối tượng phân tích

Ví dụ để xác định nước kết tinh có trong BaCl2.nH2O, mẫu được sấy ở nhiệt độ 120OC cho đến khi đuổi hết nước Dựa vào độ giảm khối lượng của mẫu trước và sau khi sấy xác định được hàm lượng của nước

- Giữ lại các cấu tử sau khi bị đuổi ra khỏi mẫu bằng một số chất hấp phụ thích hợp Dựa vào độ tăng khối lượng của các chất hấp khụ sau thí nghiệm mà suy ra hàm lượng cấu tử xác định có trong mẫu phân tích

Ví dụ để xác định lượng C và H trong các mẫu hữu cơ, mẫu được đốt cháy để chuyển C thành CO2 và H thành H2O, rồi cho hấp phụ chọn lọc để giữ lại CO2 và H2O, dựa vào khối lượng của các chất tạo thành này sẽ tính được hàm lượng C và H trong mẫu

Trong các phương pháp trên thì phương pháp phân tích khối lượng dựa trên phản ứng tạo kết tủa đóng vai trò quan trọng và có ứng dụng rộng rãi nhất

2.1.2 Các phương pháp phân tích khối lượng

a- Phương pháp đẩy

Nguyên tắc: dựa vào việc tách thành phần cần xác định ở dạng đơn chất rồi cân

Ví dụ: Xác định vàng trong một hợp kim như sau: hòa tan hợp kim bằng nước cường toan thành dung dịch, đem chế hóa dung dịch đó bằng những thuốc thử thích hợp rồi khử chọn lọc

và định lượng vàng (III) thành vàng kim loại Au Lọc rửa kết tủa Au rồi sấy và nung đến khối lượng không đổi, làm nguội rồi cân

c- Phương pháp điện phân

Nguyên tắc: Người ta điện phân để tách kim loại cần tách trên cathod Pt Sau khi kết thúc điện phân, đem sấy điện cực rồi cân và suy ra khối lượng kim loại đã thoát ra trên điện cực cathod Phương pháp này thường được dùng để xác định kim loại trong môi trường đệm pH

= 7

d- Phương pháp chưng cất

Nguyên tắc: Chất phân tích được đem chưng cất trực tiếp hay gián tiếp

- Trong chưng cất trực tiếp, chất phân tích được chuyển sang dạng bay hơi rồi được hấp thụ vào chất hấp thụ thích hợp Khối lượng của chất hấp thụ tăng lên tương ứng với lượng chất cần xác định đã được hấp phụ

- Trong chưng cất gián tiếp, người ta đun rồi cho bay hơi hết chất phân tích Chẳng hạn người ta có thể xác định hàm lượng nước được kết tinh trong các loại muối bằng cách sấy dưới một nhiệt độ xác định

Nói chung phương pháp chưng cất không phải là phương pháp phổ biến vì nó chỉ được áp dụng khi mẫu phân tích có chứa chất bay hơi hoặc dễ dàng chuyển sang chất bay hơi

Sau đây ta chỉ nghiên cứu phương pháp chính là phương pháp kết tủa

2.1.3 Phương pháp phân tích kết tủa

a- Nguyên tắc chung của phương pháp kết tủa

Phương pháp kết tủa là phương pháp dựa vào việc cân sản phẩm tách ra bằng phản ứng kết tủa Trong phương pháp này, người ta thực hiện một loạt các thao tác như lọc, rửa, sấy, nung

Các giai đoạn cơ bản của quá trình phân tích khối lượng bằng phương pháp kết tủa bao gồm:

- Cân mẫu và chuyển mẫu vào dung dịch

- Làm kết tủa mẫu xác định dưới dạng hợp chất khó tan

- Lọc và rửa kết tủa

- Sấy, nung (nếu cần thiết) để chuyển kết tủa thành dạng cân

- Cân sản phẩm sấy khô

- Tính kết quả phân tích

Trong các giai đoạn trên thì giai đoạn kết tủa đóng vai trò quan trọng nhất Việc chon thuốc thử có ý nghĩa to lớn đối với độ chính xác của phép phân tích cũng như quyết định đến thao tác xử lý kết tủa về sau Việc chọn thuốc thử phải căn cứ vào yêu cầu của dạng kết tủa

và dạng cân

b- Các yêu cầu đối với dạng kết tủa

- Kết tủa phải thực tế không tan, lượng nguyên tố cần phân tích còn lại trong dung dịch sau khi kết tủa phải nhỏ hơn 0,1mg tức là không được vượt quá độ nhạy của cân phân tích Thực tế cho thấy rằng đối với các kết tủa loại AB (như BaSO4, AgCl ) thì tích số tan phải

nhỏ hơn 10−8 mới sử dụng được, còn nếu tích số tan lớn hơn 10−8 thì không được sử dụng Do vậy khi tiến hành kết tủa ta phải nghiên cứu tìm những điều kiện tối ưu để chất phân tích kết tủa hoàn toàn

- Kết tủa tạo thành phải tinh khiết, nếu có chất lạ lẫn vào thì nó phải được loại trừ trong quá trình lọc, rửa, sấy, nung

- Kết tủa hình thành phải trong điều kiện nào đó để dễ lọc, rửa

- Dạng kết tủa phải chuyển thành dạng cân dễ dàng và hoàn toàn khi sấy hoặc nung

c- Các yêu cầu đối với dạng cân

- Việc tính toán kết quả phân tích là dựa vào khối lượng của dạng cân và công thức hóa học của nó nên yêu cầu quan trọng nhất đối với dạng cân là phải có thành phần cố định, đúng với công thức hóa học

- Dạng cân phải bền về mặt hóa học, nghĩa là trong không khí nó không hút ẩm, không tác dụng với oxi và khí carbonic, không bị phân hủy do tác dụng trong quá trình làm nguội và cân

- Hàm lượng của nguyên tố xác định trong dạng cân càng nhỏ càng tốt, nghĩa là hệ số chuyển G/P càng bé càng tốt vì như vậy thì sai số mắc phải khi phân tích (do cân, do kết tủa

bị tan khi rửa ) sẽ ít, tức là kết quả phân tích càng chính xác

d- Một vài điểm cần lưu ý của phương pháp kết tủa

Lọc kết tủa: Trong phân tích khối lượng, để lọc kết tủa người ta thường dùng giấy lọc

không tàn Giấy lọc không tàn là loại giấy sau khi cháy hết, lượng tro còn lại không đáng kể

(≤ 0,0002g) Tùy từng loại kết tủa mà chọn loại giấy lọc cho thích hợp

- Giấy lọc băng xanh: rất mịn, chảy chậm, dùng để lọc các kết tủa tinh thể nhỏ

- Giấy lọc băng trắng, băng vàng: độ mịn vừa phải, tốc độ chảy trung bình

- Giấy lọc băng đỏ: lỗ to, chảy nhanh, dùng để lọc các kết tủa vô định hình

Tùy theo lượng kết tủa mà chọn loại phễu và giấy lọc có kích thước phù hợp Giấy lọc khi

gấp cho vào miệng phễu cách miệng phễu 5 ÷ 15mm

Trước khi lọc phải tẩm ướt giấy lọc và giữ nước đầy ở cuống phễu (tránh có bọt), cuống phễu đặt sát thành cốc hứng dung dịch, làm như vậy dung dịch sẽ chảy thành dòng nhanh hơn Khi lọc đổ từ từ dung dịch vào phễu lọc theo đũa thủy tinh Lượng dung dịch đổ vào phễu không được quá đầy, phải cách miệng giấy lọc khoảng 5mm Trước tiên gạn phần dung dịch trong trước, cuối cùng mới chuyển kết tủa lên giấy lọc

Rửa kết tủa: Mục đích của việc rửa kết tủa là để làm sạch kết tủa, nhưng kết tủa không bị

tan mất trong quá trình rửa Để thõa mãn yêu cầu trên ta có thể rửa kết tủa bằng một trong các dung dịch sau đây tùy theo loại kết tủa

- Nước rửa là dung dịch có chứa thuốc thử Nếu thuốc thử là chất dễ bị phân hủy hoặc bay hơi khi sấy và nung kết tủa thì có thể thêm thuốc thử vào nước rửa, rửa bằng cách này sẽ làm giảm sự hòa tan kết tủa

- Nước rửa là dung dịch chất điện giải, rửa bằng dung dịch này để tránh hiện tượng pepti hóa của các kết tủa keo

- Nước rửa là dung dịch có chứa chất để ngăn cản sự thủy phân của kết tủa làm kết tủa tan

- Nếu kết tủa ít tan, không bị thủy phân và không bị pepti hóa khi lọc thì chỉ cần rửa bằng nước cất

Đối với mọi loại kết tủa thì khi rửa cần nhớ rằng với cùng một lượng nước rửa nên chia ra rửa nhiều lần và cần để nước rửa của lần trước chảy hết rồi mới rửa tiếp lần sau, rửa như vậy kết tủa mới sạch

Sấy kết tủa: Sau khi lọc và rửa sạch kết tủa, ta lấy một tờ giấy lọc thường ghi tên và dựng

lên phễu rồi đưa vào tủ sấy để khô ở nhiệt độ 95 ÷ 105oC trong khoảng 20 ÷ 30 phút Đối với loại kết tủa chỉ cần sấy đã chuyển sang dạng nung thì cần phải sấy đi sấy lại nhiều lần cho đến khi khối lượng của kết tủa không đổi

Nung kết tủa: Kết tủa sau khi sấy khô được lấy ra cùng giấy lọc khỏi phễu và chuyển

vào chén nung (chén sứ hay chén Pt tùy theo yêu cầu) đã biết khối lượng chính xác (giả sử là

m1) rồi đưa vào lò nung Mới đầu chén nung được để ở ngoài miệng lò rồi mới dần dần chuyển vào trong lò để tránh hiện tượng nhiệt độ tăng đột ngột, giấy lọc cháy mạnh làm bay mất kết tủa hoặc chén nung bằng sứ dễ vỡ

Nung kết tủa cho đến khối lượng không đổi m2 Khối lượng của dạng cân sẽ là m2− m1

Cân: Trước khi cân, cần cho kết tủa dạng cân vào bình hút ẩm khoảng 20 phút để đưa về

nhiệt độ phòng Đây là giai đoạn cuối cùng nhưng rất quan trong để xác định khối lượng của

kết tủa ở dạng cân Phải cân trên cân phân tích có độ chính xác ±0,0001g

2.2 Phương pháp phân tích thể tích

2.2.1 Nguyên tắc của phương pháp

a- Định nghĩa:

Phương pháp phân tích thể tích là phương pháp phân tích dựa trên việc đo chính xác thể tích dung dịch thuốc thử (là dung dịch chuẩn) đã phản ứng vừa đủ với dung dịch phân tích

Từ thể tích và nồng độ của dung dịch chuẩn chúng ta tính ra hàm lượng chất cần phân tích

Để đo thể tích chính xác của dung dịch chuẩn độ ta dùng dụng cụ là buret (còn gọi là ống chuẩn độ) còn bình đựng dung dịch phân tích gọi là bình nón Buret được chia độ đến 0,1mL, thường dùng là 25, 50, 100mL Còn bình nón thường dùng có dung tích 50,100, 250 mL Quá trình thêm từ từ dung dịch thuốc thử B từ trên Buret xuống chất định phân A gọi là

sự chuẩn độ

Điểm mà A phản ứng vừa đủ với B gọi là điểm tương đương Để xác định điểm tương đương người ta cho chất chỉ thị vào bình nón Tại điểm tương đương chất chỉ thị bị mất màu hoặc xuất hiện màu hoặc đổi màu do bản thân nó phản ứng với lượng dư của thuốc thử (chỉ cần 1,2 giọt) là xuất hiện hay đổi màu

Ví dụ: Khi chuẩn độ HCl bằng NaOH Phương trình phản ứng:

HCl + NaOH → NaCl + H2O

Ta cho phenolphtalein vào bình nón chứa HCl, dung dịch không màu Nhưng khi lượng HCl hết thì 1 giọt NaOH dư xuống sẽ làm dung dịch chuyển sang màu hồng do phenolphtalein tác dụng với OH−

b Các yêu cầu của phản ứng dùng trong phân tích thể tích

Do quá trình chuẩn độ diễn ra nhanh lại đòi hỏi nhận biết đổi màu tức khắc để kết thúc chuẩn độ đúng lúc nên phản ứng trong phân tích đòi hỏi các yêu cầu sau:

- Phản ứng phải hoàn toàn: Có nghĩa là phần chất còn lại sau khi kết định phân nhỏ

hơn sai số cho phép

Ví dụ: Sai số ± 0,1% là cho phép được Điều đó có nghĩa là tốc độ phản ứng phải đủ lớn, qua

tính toán và qua thực tế tốc độ phản ứng phải lớn hơn 10−6

Nếu phản ứng diễn ra không hoàn toàn thì phải có biện pháp thúc đẩy phản ứng bằng cách tạo phức hoặc kết tủa với sản phẩm, ví dụ:

⃗⃗⃗

để phản ứng hoàn toàn phải cho thêm KCNS vào để vừa tạo phức bền Cu2(CNS)2 vừa tránh kết tủa đục, vừa dễ nhận biết sự chuyển màu

- Phản ứng phải chọn lọc: Nghĩa là chỉ cho một loại sản phẩm duy nhất không kèm

theo phản ứng phụ tạo ra các sản phẩm phụ vừa khó xác định điểm tương đương vừa gây sai

số lớn vì thuốc thử (dung dịch chuẩn) hoặc chất định phân tiêu tốn một lượng nào đó với chất

lạ mà ta không tính được để loại trừ Để khắc phục tình trạng này ta phải dùng chất chết bằng cách thêm chất tạo phức vào, nó sẽ ngăn cản ion là không phản ứng với thuốc thử hoặc chất định phân cũng có trường hợp chỉ cần điều chỉnh pH của môi trường sẽ ngăn cản được phản

ứng phụ ví dụ khi chuẩn độ Cl

bằng AgNO3, ta phải thực hiện trong môi trường trung tính hoặc kiềm yếu vì nếu môi trường kiềm mạnh thì:

2Ag+ + 2OH− ⃗⃗⃗ Ag2O + H2O hoặc axit mạnh sẽ phản ứng với CrO (chất chỉ thị) theo phản ứng:

H+ + CrO ⃗⃗⃗ HCrO−

4 bền làm mất tác dụng chất chỉ thị

- Tốc độ phản ứng phải đủ lớn: Trong phân tích thể tích điểm tương đương được xác

định bằng sự đổi màu của chỉ thị, nếu chậm sẽ dư rất nhiều dung dịch chuẩn nếu phản ứng chậm thì phải thêm vào hệ phản ứng chất xúc tác nào đó

- Phải xác định được điểm tương đương bằng chỉ thị: Trong phương pháp trung hoà ta

dùng chỉ thị pH, trong phương pháp oxi hoá khử và trong phương pháp kết tủa và tạo phức dùng chỉ thị là các chất vô cơ hoặc hữu cơ có khả năng tạo với thuốc thử dư một sản phẩm có màu đặc trưng

- Đương lượng gam của thuốc thử càng lớn càng tốt: để khi pha dung dịch tiêu chuẩn sai

số cân là nhỏ nhất

2.2.2 Một số định nghĩa và khái niệm

- Quá trình thêm từ từ dung dịch chuẩn B từ buret vào dung dịch chất xác định A để tiến

hành phản ứng phân tích gọi là quá trình định phân hay sự chuẩn độ

- Thời điểm mà chất B thêm vào vừa đủ để tác dung hết với chất A theo phương trình

phản ứng gọi là điểm tương đương

- Để nhận biết rõ được điểm tương đương người ta dùng chất chỉ thị Chất chỉ thị có đặc

tính thay đổi màu tại điểm tương đương trong quá trình định phân Thời điểm mà màu của chỉ thì thay đổi rõ rệt để dựa vào đó ta kết thúc sự định phân được gọi là điểm kết thúc sự

định phân hay là điểm cuối chuẩn độ

- Trong trường hợp lý tưởng thì điểm kết thúc định phân trùng với điểm tương đương Nhưng thực thế điểm kết thúc định phân thường sai lệch với điểm tương đương, điều này gây

ra sai số cho phép định phân

- Dung dịch B đã biết nồng độ và được dùng để xác định nồng độ của các dung dịch khác

được gọi là dung dịch chuẩn

Dung dịch chuẩn biết nồng độ chính xác được gọi là dung dịch gốc và chất tương ứng gọi

là chất gốc Yêu cầu của chất gốc:

+ Tinh khiết về mặt hoá học, tạp chất không quá 0,05-0.1%, có thể kết tinh lại được và sấy khô ở một nhiệt độ nhất định

+ Thành phần hoá học phải đúng với công thức hoá học

+ Chất gốc và dung dịch gốc phải bền trong thời gian bảo quản và nồng độ không thay đổi theo thời gian

2.2.3 Các loại phản ứng sử dụng trong phân tích thể tích

a- Phản ứng trung hòa

– Axit mạnh và bazơ mạnh:

HCl + NaOH → NaCl + H2O

– Axít yếu và bazơ mạnh:

CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O

– Axít mạnh và bazơ yếu:

AgNO3 + NaCl → AgCl ↓trắng + NaNO3

K2CrO4 + 2AgNO3 → Ag2CrO4 ↓đỏ gạch +2KNO3

d- Phản ứng tạo phức

Na2H2Y + Me2+ → Na2[MeY]+2H+HInd2-xanh+ Me2+ → MeInd−đỏ nho + H+

2.2.4 Phân loại các phương pháp chuẩn độ

a- Phân loại theo bản chất và cơ chế phản ứng

Theo cách này có bốn cách chuẩn độ:

- Chuẩn độ trung hoà (còn gọi là phương pháp trung hoà):

Đó là phép xác định nồng độ một axit hay kiềm bằng dung dịch chuẩn kiềm hay axit, chỉ thị của phép chuẩn độ này là chỉ thị pH, khoảng pH đổi màu của chỉ thị nằm trong bước nhảy

pH của phép chuẩn độ, ví dụ Phenolphtalein, metyldacam

- Chuẩn độ oxi hoá khử (còn gọi là phương pháp oxi hoá khử):

Phương pháp này dựa trên việc xác định nồng độ các chất oxi hoá (hoặc chất khử) bằng các chất khử (hoặc oxi hoá) chỉ thị của phép chuẩn độ là chất chỉ thị oxi hoá khử có khoảng thế đổi màu nằm trong bước nhảy thế

Ví dụ chuẩn Fe2+ bằng dung dịch chuẩn Cr2O72-

Sau khi lượng Fe2+

(dưới bình nón) hết thì Cr2O72−dư sẽ phản ứng với diphenyl, làm cho

nó biến đổi từ không màu sang màu tím xanh Khi đó ta kết thúc định phân

- Chuẩn độ kết tủa (phương pháp kết tủa):

Sản phẩm tạo thành là kết tủa, song vẫn nhận biết được sự đổi màu chỉ thị nào đó Ví dụ xác định Cl− bằng AgNO3, khi dư AgNO3 nó sẽ phản ứng với K2CrO4 (là chất chỉ thị ở dưới bình nón):

AgNO3 + NaCl →AgCl ↓ trắng + NaNO3

2AgNO3dư + K2CrO4 → Ag2CrO4 ↓ đỏ gạch + 2KNO3

Màu của dung dịch chuyển từ đục trắng (màu của AgCl) sang hồng nhạt báo hiệu sự kết thúc chuẩn độ

- Chuẩn độ tạo phức (phương pháp tạo phức):

Sản phẩm tạo thành phải là những phức chất đủ bền và tan trong nước Dung dịch chuẩn cũng là những chất tạo phức, chúng tạo với ion kim loại thành phức bền hơn phức của chỉ thị với ion kim loại Sau tương đương cũng có sự đổi màu rõ rệt của chỉ thị

b- Phân loại theo trình tự và thao tác thí nghiệm

- Chuẩn độ trực tiếp: Cho dung dịch chuẩn tác dụng trực tiếp với dung dịch định phân

- Chuẩn độ gián tiếp: Đó là việc xác định nồng độ chất định phân thông qua sản phẩm tạo thành giữa A (dung dịch định phân) và B (dung dịch chuẩn)

Tính A theo công thức sau: VA.NA = VB.NB− VC.NC

2.2.5 Các cách biểu diễn nồng độ trong phân tích

Nồng độ dung dịch là lượng chất tan trong một đơn vị thể tích hay một đơn vị khối lượng

a- Nồng độ phần trăm ( C% )

- Nồng độ phần trăm theo khối lượng (kl/kl) biểu thị số gam chất tan trong 100 g dung dịch Ví dụ dung dịch NaOH 40% tức là trong 100 g dung dịch NaOH có 40g NaOH nguyên chất

trong đó mct là số gam chất tan và mdd là số gam dung dịch

- Nồng độ phần trăm khối lượng theo thể tích (kl/tt) biểu thị số gam chất tan trong 100

mL dung dịch

b- Nồng độ mol/l (nồng độ mol, kí hiệu là C M , đơn vị là mol/L, kí hiệu là M)

Nồng độ mol biểu thị số mol chất tan có trong 1 lít dung dịch Ví dụ dung dịch H2SO4

0,5M nghĩa là trong 1 lít dung dịch H2SO4 có 0,5 mol axít

trong đó n là số mol chất tan, V là thể tích dung dịch ( lít )

c- Nồng độ đương lượng gam/lít (nồng độ đương lượng, kí kiệu là C N ,đơn vị là N)

Nồng độ đương lượng gam/lít, còn gọi là nồng độ đương lượng chỉ ra có bao nhiêu đương lượng gam chất tan trong một lít dung dịch Ví dụ dung dịch KMnO4 0,1N nghĩa là

trong 1 lít dung dịch có 0,1 đương lượng KMnO4

trong đó mA là số gam chất tan, D là đương lượng gam và V là thể tích dung dịch

Đương lượng của các chất (nguyên tố hay hợp chất) tương tự như nguyên tử khối (của

nguyên tố) hay phân tử khối (của hợp chất) là phần khối lượng nguyên tử hay phân tử tương ứng với một đơn vị hoá trị Đó là phần khối lượng nhỏ nhất của mỗi chất tác dụng với nhau trong phản ứng hoá học, được tính bằng đơn vị cacbon (đ.v.C)

Đương lượng gam là một lượng chất tính bằng gam có trị số bằng đương lượng của chất

đó Ví dụ đương lượng của phân tử NaCl là 58.5 đ.v.C thì đương lượng gam tương ứng là 58.5 gam

Tức là để dễ hiểu, ta có thể xem như đương lượng là đương lượng gam, chỉ cần đặt đơn vị cho phù hợp

Số đương lượng của 1 nguyên tố hay hợp chất = nguyên tử khối (của nguyên tố) hay phân

tử khối (của hợp chất) chia cho đương lượng

Cũng như, đương lượng của 1 nguyên tố = nguyên tử khối / số đương lượng của nguyên

tử Đương lượng của 1 hợp chất = phân tử khối /số đương lượng của phân tử

Chẳng hạn xét các đơn chất, đương lượng gam của Oxi là 8 vì nguyên tử khối là 16, và nó

có hoá trị 2 trong các hợp chất Đương lượng gam của hidro là 1, vì nguyên tử khối của hidro

là 1 và nó có hoá trị 1 trong hợp chất

Đối với các hợp chất phức tạp như axit, bazơ, muối, thì đương lượng được tính như sau:

- Đương lượng gam axit = phân tử khối axit/số nguyên tử H trong axit

- Đương lượng gam bazơ = phân tử khối bazơ/số nhóm OH trong bazơ

- Đương lượng gam muối = phân tử khối của muối/số đơn vị hoá trị dương (hay âm)

Ở đây ta xem số nguyên tử H, số nhóm OH, số đơn vị hoá trị là “hoá trị” tương ứng của axit, bazơ, muối

d- Độ chuẩn T:

Độ chuẩn T là số gam (hay mg) chất tan trong 1 mL dung dịch

e- Mối liên hệ giữa các loại nồng độ:

- Nếu gọi nồng độ % của dung dịch là C%, khối lượng riêng của dung dịch là d, MA là phân tử gam chất tan, DA là đương lượng gam chất tan, ta có:

- Quan hệ giữa nồng độ mol và nồng độ đương lượng

n được tính tuỳ theo bản chất của phản ứng hoá học

2.2.6 Các bài toán về nồng độ dung dịch

a- Pha chế dung dịch từ lượng muối rắn tinh thể

Ví dụ 1: Hãy pha 2 lít dung dịch axít oxalic 0,1N từ axít tinh khiết H2C2O4.2H2O

Lời giải: Đương lượng gam của H2C2O4.2H2O:

Vdd= 2L và CN= 0.1, áp dụng công thức:

Vậy, ta cân chính xác 12,6g axit tinh khiết cho vào bình định mức 2L sau đó hòa tan bằng nước tinh khiết, nhớ tráng cốc hòa tan axít ba lần, mỗi lần 10mL H2O, đổ hết vào bình 2L Cuối cùng thêm nước đến vạch mức, khuấy để đảm bảo muối tan hoàn toàn

b- Pha chế dung dịch từ dung dịch gốc (quy tắc đường chéo)

- Với nồng độ phần trăm: giả sử trộn dung dịch 1 có nồng độ % là C1, thể tích V1, khối lượng riêng d1 với dung dịch 2 có nồng độ % là C2, thể tích V2, khối lượng riêng d2 để được dung dịch có nồng độ C Người ta chứng minh được:

Ví dụ 2: Trộn 500mL dung dịch HNO3 30%với 500mL dung dịch HNO3 10% thu được dung dịch HNO3 bao nhiêu % (cho d1 = 1,2 g/mL, d2 = l,05 g/mL)

Lời giải: Gọi C là nồng độ dung dịch HNO3 thu được Áp dụng công thức trên ta có:

Vậy dung dịch HNO3 thu được có nồng độ 20,7 %

Ví dụ 3: Cần bao nhiêu ml dung dịch HNO3 25% (d1 = 1,19) trộn với dung dịch HNO3 5 % (d2 = 1,04) để được 1 lít dung dịch HNO3 10 %

Lời giải: Gọi V1 là thể tích dung dịch HNO3 25% cần lấy

– Với nồng độ CM, CN: giả sử trộn V1 mL dung dịch thứ nhất có nồng độ mol là M1 (hoặc nồng độ đương lượng N1) với V2 mL dung dịch thứ thứ hai có nồng độ mol là M2 (hoặc nồng

độ đương lượng N2) để có được dung dịch có nồng độ là M (hoặc N) có thể tích là V = V1 +

V2 (ml) Khi đó ta có:

V1M1 + V2M2 = VM hoặc

Câu hỏi và bài tập chương 2

1- Trình bày sự khác nhau về cơ sở giữa hai phương pháp phân tích thể tích và phân tích khối lượng

2- Trình bày các giai đoạn cơ bản của quá trình phân tích khối lượng bằng phương pháp kết tủa và cho biết giai đoạn nào quan trọng nhất và giải thích?

3- Nêu yêu cầu của phản ứng dùng trong phân tích thể tích

4- Lượng sắt có trong 1g mẫu được chuyển thành Fe(OH)3, rồi nung thành Fe2O3 cân được 0,65g Tính hàm lượng % của sắt trong mẫu

5- Để xác định hàm lượng CaCO3 trong đá vôi người ta cân 2,5g mẫu, hoà tan thành dung dịch và kết tủa ion Ca2+ dưới dạng CaC2O4 Sau khi lọc rửa và nung kết tủa cân được 0,112g CaO Tính hàm lượng CaCO3 trong mẫu

6- Thêm BaCl2 dư vào 100mL dung dịch H2SO4 Lượng BaSO4 sau khi nung là 0,233g Tính nồng độ mol/L của dung dịch H2SO4.

7- Trộn 40mL dung dịch HCl 0,01M với 60mL dung dịch AgNO3 0,05M Tính nồng độ cân bằng của các ion trong dung dịch và khối lượng AgCl kết tủa

9- Tính số mL dung dịch H2SO4 96% (d=1,84) phải thêm vào 1L dung dịch H2SO4 40% (d=1,3) để thu được dung dịch H2SO4 50%

13- Hoà tan CaCO3 trong HCl dư Tính số mol, số đương lượng gam và số gam HCl cần

để hoà tan: a) 1 mol CaCO3; b) 0,1 đương lượng gam CaCO3 và c) 0,1g CaCO3

14- Khi làm kết tủa ion SO42- từ 100mL dung dịch H2SO4 thu được 0.466g BaSO4 Tính nồng độ đương lượng của axit này

15- Để xác định nồng độ NaOH người ta hoà tan 1,26g H2C2O4.2H2O vào 500 mL nước Chuẩn độ 25mL dung dịch axit oxalic trên hết 12,58mL NaOH Tính nồng độ đương lượng của dung dịch NaOH

Chương 3: Cân bằng Axit - Bazơ Phương pháp chuẩn độ axit - bazơ

Mục tiêu:

– Biết được các khái niệm axit, bazơ theo Arrhenius và Bronsted Cân bằng axit - bazơ

trong môi trường nước, hằng số K a và K b Các khái niệm dung dịch đệm và ứng dụng của nó Chất chỉ thị axit bazơ

– Biết cách xác định điểm tương đương Nguyên tắc xây dựng đường định phân Các trường hợp chuẩn độ

3.1 Ý nghĩa thực tế các quan niệm về axit-bazơ

3.1.1 Thuyết axit - bazơ theo Arrehenius

Theo thuyết này:

– Axit là chất khi tan trong nước phân li cho H+

+ 2H+

* Khuyết điểm của thuyết Arrhenius:

– Chỉ áp dụng cho dung môi là nước Trong thực tế, người ta sử dụng các dung môi khác nhau: NH3 lỏng, SO2 lỏng, axeton, benzen

– Trong các dung môi khác, một số chất thể hiện những đặc trưng của axit, bazơ nhưng không khi phân ly không cho H+, OH− Chẳng hạn KNO2/NH3 làm hồng phenolphtalein tuy phân tử không có OH−

– Tính axit - bazơ không phải là một thuộc tính bất biến được quyết định bởi H+ và OH− chứa trong phân tử của nó mà thay đổi phụ thuộc vào sự tương tác của nó với dung môi

Ví dụ CH3CONH2/NH3 lỏng là axit Vì vậy thuyết Arrhenius cần được thay thế bằng một thuyết tổng quát hơn

3.1.2 Axit - bazơ theo định nghĩa của Bronsted - Lowry

Theo định nghĩa Bronsted - Lowry:

– Axit là chất cho proton

AH → A− + H+

– bazơ là chất nhận proton

B + H+ → BH+

Chú ý: Proton không tồn tại ở dạng H+ tự do trong dung dịch mà luôn liên hợp với bazơ bazơ này có thể là H2O nghĩa là proton tồn tại ở dạng H3O+ hoặc một bazơ khác

AH + H2O → A− + H3O+

– Chất lưỡng tính: là chất vừa có khả năng cho, vừa có khả năng nhận proton

– Cặp axit - bazơ liên hợp: mỗi Axit sau khi cho proton trở thành một bazơ liên hợp với axit đó

và ngược lại

HA + B ⃗⃗⃗ BH+

+ A−trong đó: HA là axit cho B proton H+

trở thành A−, A− được gọi là bazơ liên hợp của HA,

HA/A−là cặp axit - bazơ liên hợp

Tương tự: B là bazơ nhận proton H+

trở thành BH+, BH+−được gọi là axit liên hợp của B,

BH+/B là cặp axit - bazơ liên hợp

Ví dụ: CH3COOH/CH3COO−, NH4+/NH3

Trong một cặp axit - bazơ liên hợp, dạng axit càng mạnh thì dạng bazơ liên hợp của nó càng

yếu và ngược lại Chẳng hạn HCl/Cl−là một cặp axit - bazơ liên hợp, trong đó HCl là axit mạnh còn Cl−là một bazơ rất yếu

- Định nghĩa phản ứng axit-bazơ (phản ứng trung hòa)

Theo Bronsted, phản ứng axit - bazơ là phản ứng trao đổi proton giữa một cặp axit - bazơ, được biễu diễn như sau:

Axit1 + Bazơ2 → Axit2 + Bazơ1

Ví dụ: CH3COOH + NH3 ⃗⃗⃗ NH4 ++ CH3COO−

HCl + NaOH → NaCl + H2O Như vậy trong phản ứng axit-bazơ luôn tồn tại hai cặp axit-bazơ liên hợp Ví dụ

CH3COOH/ CH3COO− và NH4 +/ NH3 Với một cặp axit bazơ liên hợp nếu axit càng mạnh thì bazơ càng yếu và ngược lại

3.2 Cân bằng axit- bazơ trong môi trường nước

3.2.1 Tích số ion của nước, chỉ số hydrogen

Nước là chất điện ly yếu, trong nước tồn tại cân bằng

⃗⃗⃗

Hằng số cân bằng [ ]

Do nước là chất điện ly yếu nên có thể bỏ qua [H2O] hay Kn= [H+].[OH-]

Kn là tích số ion của nước, ở 25oC, Kn= 10-14= [H+].[OH-]

-Trong nước nguyên chất [H+]=[OH-]=10-7 mol/L

- Dung dịch axit: [H+]> 10-7>[OH-]

-Dung dịch bazơ: [H+]< 10-7<[OH-]

Do việc biểu thị tính axit và bazơ của dung dịch bằng nồng độ H+ và OH- phức tạp

vì có số mũ âm, nên trong thực tế người ta thường dùng đại lượng pH= -lg[H+] và pOH = -lg[OH-] (pH còn gọi là chỉ số hydrogen và pOH là chỉ số hydroxil

pH + pOH = 14

 Dung dịch axit: pH <7

 Dung dịch bazơ: pH >7

3.2.2 Quan hệ giữa K a của một axit với K b của một bazơ liên hợp với nó

Độ mạnh axit được đặc trưng bằng hằng số phân ly Ka Độ mạnh bazơ được đặc trưng bằng hằng số phân ly Kb

HnA ⃗⃗⃗ nH+

+ An−

Me(OH)n ⃗⃗⃗ Men+

+ nOH Trong dung dịch nước bao giờ cũng tồn tại một cặp axit - bazơ liên hợp:

-CH3COOH +H2O ⃗⃗⃗ CH3COO− + H3O+

NH4+ + H2O ⃗⃗⃗ NH3 + H3O+Cặp CH3COOH/CH3COO- và cặp NH4+/NH3 được gọi là các cặp axit - bazơ liên hợp Với một cặp axit bazơ liên hợp nếu axit càng mạnh thì bazơ càng yếu và ngược lại Hằng số axit

và bazơ của một cặp axit - bazơ liên hợp bằng tích số ion của nước Mối quan hệ giữa Kavà

Kb cũng được biểu diễn theo hệ thức sau:

c- Dung dịch đơn axit yếu có hằng số axit K a và nồng độ C a

Axit yếu phân ly không hoàn toàn trong dung dịch (gọi độ phân ly của axit là α)

α<<1 nên 1-α ≈ 1 và [H+

] = [A-], ta có √

d- Dung dịch đơn bazơ yếu có hằng số bazơ K b và nồng độ C b

Bazơ yếu phân ly không hoàn toàn trong dung dịch

3.3.1 Định nghĩa và phân loại

- Dung dịch đệm là dung dịch hỗn hợp của axit yếu và bazơ liên hợp của nó (hoặc bazơ yếu và axit liên hợp) Dung dịch đệm có pH không thay đổi hoặc thay đổi rất ít khi thêm một lượng nhỏ axit mạnh hoặc bazơ mạnh hoặc khi pha loãng dung dịch

Ví dụ: hệ đệm axetat 1M: CH3COOH/ CH3COONa có pH=4,8

- Khi thêm 10 ml HCl 0,1M vào thì pH= 4,7

- Khi thêm 10 ml NaOH 0,1M vào thì pH=4,9

 Khi thêm một lượng nhỏ axit mạnh vào hệ đệm thì nồng độ H+ tăng, cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều nghịch, tạo ra axit điện ly yếu CH3COOH nên pH của hệ hầu như không đổi Hệ đệm càng bền khi nồng độ CH3COONa càng lớn

 Khi thêm một lượng nhỏ bazơ mạnh vào hệ đệm thì nồng độ H+ giảm do H+ tham gia phản ứng với OH-

, cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều thuận tạo H+ để bù vào lượng H+ đã phản ứng, nên pH của hệ xem như không đổi Hệ đệm càng bền khi nồng độ H+

càng lớn

 Khi pha loãng nồng độ axit và muối giảm tương ứng nên pH của hệ hầu như không thay đổi

3.3.3 pH của dung dịch đệm

Giả sử dung dịch đệm gồm axit HA có nồng độ Ca và bazơ liên hợp A- ( ví dụ NaA)

có nồng độ Cb Hằng số điện ly của axit là Ka

⃗⃗⃗

Ví dụ: Tính pH của dung dịch đệm gồm 100 ml dung dịch CH3COOH 0,1M và 50 ml dung dịch CH3COONa 0,4M, biết pKa= 4,76

3.3.4 Đệm dung

Khả năng đệm được xác định bằng một đại lượng gọi là dung lượng đệm hay đệm dung Đệm dung là số mol axit mạnh hoặc bazơ mạnh thêm vào 1L dung dịch đệm để pH của dung dịch thay đổi 1 đơn vị

Công thức tính đệm dung (β) :

a: số mol axit; b: số mol bazơ

3.3.5 Ứng dụng của dung dịch đệm

- Trong phân tích định tính dung dịch đệm dùng làm môi trường để tách các ion ra khỏi nhau hoặc phát hiện ion bằng các phương pháp đặc trưng

Ví dụ: tìm Ni2+ bằng dimethylglyoxim, phản ứng xảy ra ở pH≈ 9 do đó ta dùng đệm amoni

- Trong phân tích định lượng dung dịch đệm dùng để làm môi trường để chuẩn độ, xác định nồng độ các chất

Ví dụ trong phương pháp iot xác định nồng độ AsO32- dựa vào phản ứng:

⃗⃗⃗

Chỉ xảy ra ở pH≈ 7, có thể dùng đệm cacbonat

- Ngoài ra dung dịch đệm còn có vai trò lớn trong đời sống và trong khoa học kỹ thuật

3.4 Phương pháp chuẩn độ axit - bazơ

3.4.1 Bản chất của phương pháp chuẩn độ axit - bazơ

Phương pháp này dựa trên các phản ứng trao đổi proton giữa các axit và bazơ Các phản ứng dùng trong phương pháp này phải thỏa mãn các yêu cầu dùng trong phân tích thể tích Trong phương pháp này người ta thường dùng các dung dịch chuẩn là dung dịch axit mạnh

(HCl,H2SO4) để chuẩn độ dung dịch NaOH, KOH, NH3, các muối cacbonat và dùng dung

dịch chuẩn là các bazơ mạnh (NaOH, KOH) để chuẩn độ các dung dịch axit như HCl,H2SO4,

H3PO4, CH3COOH, các muối amoni

Trong quá trình chuẩn độ, pH của dung dịch thay đổi dần, ở gần điểm tương đương, pH của dung dịch thay đổi đột ngột Dựa vào đặc điểm này người ta sử dụng những chất có màu thay đổi theo pH để nhận ra điểm tương đương Những chất đó được gọi là chất chỉ thị axit bazơ (hay chất chỉ thị pH)

3.4.2 Chất chỉ thị axit - bazơ

– Chất chỉ thị màu axit - bazơ: là các chất có màu sắc biến đổi tùy thuộc theo pH của

dung dịch Đó là những axit hữu cơ yếu (kí hiệu HInd) hoặc bazơ hữu cơ yếu (kí hiệu Ind−)

mà màu của dạng bazơ liên hợp khác màu của dạng axit hoặc màu của dạng axit liên hợp khác màu của dạng bazơ

– Sự chuyển màu: trong nước có cân bằng điện li là:

HInd + H2O ⃗⃗⃗ Ind−

+ H3O+

HInd/Ind−là cặp axit bazơ liên hợp của chất chỉ thị màu, trong đó màu của dạng axit HInd khác màu của dạng bazơ liên hợp Ind−

+ Nếu môi trường là axit thì dung dịch có màu của HInd

+ Nếu môi trường bazơ, do OH− tăng nên H3O+ giảm, cân bằng chuyển dịch sang phải, dung dịch có màu của Ind−

Tương ứng với cân bằng chỉ thị màu trong dung dịch nước ta có:

Như vậy màu của chất chỉ thị phụ thuộc vào tỉ số nồng độ tức là phụ thuộc vào nồng độ của dung dịch Người ta quy ước:

- Nếu môi trường là bazơ thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều thuận, cho đến khi

thì màu của chỉ thị là màu của bazơ Khi đó pH ≤ pKa+ lg10 → pH ≤ pKa+1

- Nếu môi trường là axit thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều nghịch, cho đến khi thì màu của chỉ thị là màu của axit Khi đó pH ≥ pKa-lg 10 → pH ≥ pKa-1

Khoảng đổi màu của chất chỉ thị không biến đổi liên tục theo pH của dung dịch mà chỉ biến đổi trong khoảng từ pKa-1 đến pKa+1 Khoảng đó gọi là khoảng đổi màu của chất chỉ thị

+ Vậy khoảng đổi màu của chất chỉ thị là khoảng pH từ khi chất chỉ thị bắt đầu chuyển màu đến chuyển màu hoàn toàn Khoảng pH này chỉ phụ thuộc vào bản chất của chất chỉ thị, không phụ thuộc vào các chất phản ứng với nhau trong dung dịch

+ Chỉ số pT của chất chỉ thị: chỉ số pT chính là giá trị pH mà tại đó sự đổi màu là rõ rệt nhất Ví dụ phenolphatalein có pT= 9, nghĩa là tại pH=9 phenolphatalein chuyển từ không màu sang màu hồng, từ màu hồng sang không màu

Nguyên tắc chọn chất chỉ thị thích hợp: chọn chất chỉ thị sao cho khoảng đổi màu nằm gọn

trong bước nhảy chuẩn độ (sai số ≤ 0,1%) hoặc pT càng gần càng gần pHtđ

Bảng 3.1: Khoảng đổi màu của một số chất chỉ thị thông dụng

Mỗi chất chỉ thị có một khoảng chuyển màu xác định, do vậy phải chọn chất chỉ thị màu

để pH của điểm tương đương nằm trong khoảng pKa − 1đến pKa + 1

3.4.3 Cách xác định điểm tương đương trong phương pháp trung hòa

Khi chuẩn độ muốn xác định điểm tương đương phải dùng chất chỉ thị Trong trường hợp

lý tưởng, khi kết thúc chuẩn độ chất chỉ thị phải đổi màu chính ở điểm tương đương, nghĩa là

pT của chất chỉ thị phải trùng với pH của dung dịch ở điểm tương đương Nhưng thực tế pT không trùng với pH ở điểm tương đương, hoặc lớn hơn hoặc nhỏ hơn, do đó ta sẽ chuẩn độ thiếu hoặc thừa và dẫn đến sai số Như vậy để phép chuẩn độ cho kết quả tốt nhất, sai số nằm trong phạm vi cho phép người ta dùng các phương pháp sau:

– Phương pháp vẽ đường định phân (hay phương pháp đồ thị)

– Phương pháp tính sai số chỉ thị

Khi chuẩn độ có thể tiến hành trong dung môi nước hay không nước Ở đây ta sẽ nghiên

cứ các trường hợp chuẩn độ trong dung môi nước

Các quá trình chuẩn độ axit - bazơ sau đây được xét trong dung dịch nước bằng phương pháp đồ thị

Khái niệm đường định phân - Đường cong logarit

Khi định phân một dung dịch axit AX1 bằng một bazơ BZ2 hay ngược lại sẽ xảy ra phản ứng axit - bazơ:

Cụ thể đường định phân axit - bazơ là một đường cong logarit biểu diễn sự thay đổi pH (trục tung) của dung dịch chất nghiên cứu axit (hay bazơ) theo lượng % hay mL (trục hoành) dung dịch chuẩn bazơ (hay axit) thêm vào trong quá trình định phân

Nguyên tắc xây dựng đường định phân axit - bazơ

Giả sử dung dịch chất nghiên cứu là axit hay bazơ và dung dịch chuẩn là bazơ (hay axit)

có cùng nồng độ xác định, ví dụ C = 0,2M và V = 100mL Sau đó ta sẽ tính được các giá trị

pH của dung dịch ứng với thời điểm định phân:

– Trước khi chuẩn độ: khi chưa thêm thuốc thử

– Trước thời điểm tương đương: giai đoạn định phân khi thêm thuốc thử chưa đủ một lượng tương đương - giả sử khi thêm 50%, 90%, 99,9% lượng cần thiết

– Tại điểm tương đương: khi thêm đúng 100% lượng thuốc thử cần thiết

– Sau thời điểm tương đương: ở giai đoạn thêm thuốc thử 100,1%, 101%, 110%, 200%

– Nối các giá trị pH lại ta sẽ được một đường cong gọi là đường cong định phân hay là đường chuẩn độ (hình 1)

Hình 3.1: Đường định phân hay đường cong logarit Bằng tính toán và thực nghiệm người ta thấy rằng pH của dung dịch trong quá trình chuẩn độ ở gần điểm tương đương có sự thay đổi đột ngột, gọi là bước nhảy pH của đường

định phân, dựa vào đó để chọn chất chỉ thị Thường người ta quy ước bước nhảy pH ứng với thời điểm còn 0,1% lượng chất nghiên cứu (chất xác định) chưa được chuẩn độ và 0,1%

lượng dung dịch chuẩn dư so với chất nghiên cứu, tức khoảng pH ứng với F = 0,9999 và

F=1,001

3.5 Các trường hợp chuẩn độ

3.5.1 Chuẩn độ axit mạnh bằng bazơ mạnh và ngược lại

a- Chuẩn độ axit mạnh bằng bazơ mạnh

Giả sử chuẩn độ 100 mL dung dịch HCl 0,1M bằng dung dịch NaOH 0,1M Ta có phản

ứng chuẩn độ: HCl + NaOH → NaCl + H2O

Gọi F là phần axit đã được chuẩn độ, tức là à

trong đó: C0,V0 là nồng độ và thể tích ban đầu; C,V là nồng độ và thể tích của bazơ thêm

vào Ta tính pH tại các thời điểm khác nhau trong quá trình chuẩn độ:

– Khi chưa thêm NaOH (F = 0): trong dung dịch chỉ có HCl, pH = −lg[H+

Bảng 3.2: Giá trị pH khi chuẩn độ 100mL dung dịch HCl 0,1M bằng dung dịch NaOH 0,1M

Phần axit đã được chuẩn độ (F) pH của dung dịch

Qua bảng 3.2 và đường cong chuẩn độ ta thấy khi chưa bị chuẩn độ (F = 0) cho đến khi

đã được chuẩn độ 99,9%, pH của dung dịch chỉ biến đổi 3,3 đơn vị Nhưng khi khoảng chuẩn

độ thiếu và thừa 0,1% (F từ 0,999 đến 1,001) thì pH thay đổi 5,4 đơn vị, sự thay đổi rất đột

ngột tạo nên bước nhảy pH quanh điểm tương đương của đường định phân

Nếu ta dùng chất chỉ thị có pT nằm trong khoảng bước nhảy trên (4,3 ÷ 9,7) thì khi kết

thúc chuẩn độ - chất chỉ thị đổi màu - thì sai số của phép chuẩn độ chỉ nằm trong khoảng

±0,1%

Bước nhảy pH trên đường chuẩn độ phụ thuộc vào nồng độ của dung dịch chuẩn NaOH

và nồng độ của dung dịch axit HCl Nồng độ càng lớn thì bước nhảy càng dài (Hình 3.3) Hình 3.2: Đường cong chuẩn độ dung dịch HCl bằng dung dịch NaOH

Hình 3.3: Đường cong chuẩn độ dung dịch HCl bằng các dung dịch NaOH có nồng độ khác

nhau

b- Chuẩn độ bazơ mạnh bằng axit mạnh

Giả sử chuẩn độ 100 mL dung dịch NaOH 0,1M bằng dung dịch HCl 0,1M Ta có phản

ứng chuẩn độ: HCl + NaOH → NaCl + H2O

Ta tính pH của dung dịch tại các thời điểm khác nhau trong quá trình chuẩn độ:

– Khi chưa thêm HCl (F = 0): trong dung dịch chỉ có NaOH

- Khi thêm 100mL dung dịch HCl, trung hòa hết NaOH (F = 1): trong dung dịch chỉ có NaCl ⇒ pH = 7

– Khi thêm 100,1mL dung dịch HCl, lượng HCl dư là 0,1mL (F = 1,001) :

– Tương tự khi thêm 101 và 110mL dung dịch HCl (F tương ứng là 1,01 va 1,1) ta có giá trị pH là 3,3 và 2,32 Mối quan hệ giữa phần axit đã được chuẩn độ và pH của dung dịch được tóm tắt trong bảng sau:

Bảng 3.3: Giá trị pH khi chuẩn độ 100mL dung dịch NaOH 0,1M bằng dung dịch HCl 0 ,1M

Phần axit đã được chuẩn độ (F) pH của dung dịch

Ví dụ1: Tính sai số chỉ thị khi chuẩn độ dung dịch HCl 0,1M bằng dung dịch NaOH 0,1

M nếu dùng chất chỉ thị có pT = 5 và pT = 9

Phương trình chuẩn độ: HCl + NaOH → NaCl + H2O; (pHtd = 7)

– Khi dùng chất chỉ thị có pT = 5, tức là kết thúc chuẩn độ ở pH = 5,việc chuẩn độ kết

thúc trước điểm tương đương

Dấu trừ vì chuẩn độ kết thúc trước điểm tương đương nên lượng axit đã chuẩn độ CVc< lượng axit ban đầu (C0V0)

– Khi dùng chất chỉ thị có pT = 9, tức là kết thúc chuẩn độ ở pH = 9,việc chuẩn độ kết

thúc sau điểm tương đương, nghĩa là dư NaOH

Dấu cộng vì chuẩn độ thừa, tức là lượng NaOH dùng CVc> lượng kiềm cần để chuẩn độ (C0V0) Kết thúc ở pH = 9 ⇒ [H+

Ví dụ 2: Nếu chuẩn độ dung dịch HCl 0,1M bằng dung dịch NaOH 0,1M thì cần kết thúc

chuẩn độ ở pH bằng bao nhiêu (hay dùng chất chỉ thị có pT bằng bao nhiêu) để sai số cho

phép chuẩn độ không quá 0,1%

– Khi sai số −0,1% ⇒ S = −0,001 hay -10−3

, việc chuẩn độ kết thúc trước điểm tương

đương nên:

− Khi sai số +0,1% ⇒ S = 0,001 hay 10−3

, việc chuẩn độ kết sau trước điểm tương

đương, NaOH dư nên:

Vậy để phép chuẩn độ kết thúc với sai số 0,1% thì kết thúc chuẩn độ trong khoảng pH 4,3

÷ 9,7, tức là phép chuẩn độ có thể dùng các chất chỉ thị có pT nằm trong khoảng giá trị 4,3 ÷ 9,7

3.5.2 Chuẩn độ axit yếu bằng bazơ mạnh và ngược lại

a- Chuẩn độ axit yếu bằng bazơ mạnh (chuẩn độ CH 3 COOH bằng dung dịch chuẩn NaOH)

Giả sử chuẩn độ 100 mL dung dịch CH3COOH 0,1M bằng dung dịch NaOH 0,1M,

pKCH3COOH = 4,75

Phản ứng chuẩn độ: CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O

- Khi chưa thêm NaOH, trong dung dịch chỉ có CH3COOH 0,1M (C0), pH của dung dịch tính theo công thức: √ =2.88

– Khi thêm dung dịch NaOH nhưng chưa trung hòa hết, trong dung dịch có CH3COOH chưa bị trung hòa và CH3COO−, pH của dung dịch được tính theo công thức:

– Khi thêm dung dịch NaOH vừa đủ để trung hòa hết CH3COOH , trong dung dịch chỉ

có CH3COO− là một bazơ yếu, pH của dung dịch được tính theo công thức:

- Khi thêm dư dung dịch NaOH, trong dung dịch có NaOH dư và CH3COO− Vì

CH3COO− là một bazơ yếu bên cạnh một NaOH là một bazơ mạnh nên pH của dung dịch được tính theo NaOH dư

Tính theo các công thức trên ta được các giá trị pH biến đổi theo lượng CH3COOH đã được chuẩn (F) như sau:

Bảng 3.4: Giá trị pH khi chuẩn độ 100mL dung dịch CH 3 COOH 0,1M bằng dung dịch NaOH

Dựa vào bảng trên ta vẽ được đường cong chuẩn độ như sau:

Hình 3.4: Đường cong chuẩn độ dung dịch CH3COOH 0,1M bằng dung dịch NaOH

+ Từ nhận xét trên ta thấy rõ ràng bước nhảy pH của đường cong định phân axit dài hay ngắn phụ thuộc vào độ mạnh hay yếu của axit mà ta định phân, nghĩa là phụ thuộcvào hằng

số axit Ka, Ka càng lớn bước nhảy càng dài, Ka càng nhỏ bước nhảy càng ngắn và tất nhiên Ka nhỏ đến mức độ nào đó thì sẽ không có bước nhảy pH

b- Chuẩn độ bazơ yếu bằng axit mạnh (chuẩn độ dung dịch NH 3 bằng dung dịch HCl)

Giả sử chuẩn độ 100 mL dung dịch NH3 0,1M bằng dung dịch HCl 0,1M, pKNH3 = 4,75

Ta cũng có thể tính pOH rồi tính pH theo công thức pH = 14 − pOH

- Khi thêm một lương dư dung dịch HCl, trong dung dịch có HCl dư và NH4+ Vì NH4+

là một axit yếu bên cạnh một HCl là một axit mạnh nên pH của dung dịch được tính theo HCl dư

Tính theo các công thức trên ta được các giá trị pH biến đổi theo lượng NH3 đã được chuẩn (F) như sau:

Bảng 3.5: Giá trị pH khi chuẩn độ 100mL dung dịch NH 3 0,1M bằng dung dịch HCl 0 ,1M

Phần NH3 đã được chuẩn độ (F) pH của dung dịch

Dựa vào bảng trên ta vẽ được đường cong chuẩn độ như sau:

Hình 3.5: Đường cong chuẩn độ dung dịch NH3 bằng các dung dịch HCl 0,1M

Nhận xét: giống trường hợp chuẩn độ axit yếu bằng bazơ mạnh, đường cong chuẩn độ bazơ yếu bằng axit mạnh cũng cho thấy:

+ Điểm tương đương không trùng với điểm trung hòa (có pH = 7) mà nằm ở miền axit (pHtd = 5,13) Bước nhảy pH trong khoảng 3,7 ÷ 6,5

+ Đường cong chuẩn độ không đối xứng với điểm tương đương

+ Bước nhảy của đường chuẩn độ cũng phụ thuộc vào nồng độ và hằng số phân ly của bazơ yếu

3.5.3 Một số ví dụ về phương pháp chuẩn độ axit - bazơ

– Pha chế dung dịch chuẩn HCl, NaOH

– Pha chế dung dịch chuẩn gốc Na2CO3

– Xác định nồng độ dung dịch CH3COOH và dung dịch NH3

– Xác định nồng độ dung dịch H3PO4bằng dung dịch NaOH

– Xác định Na2CO3trong kỹ thuật

– Xác định Mg2+

hoặc PO

Câu hỏi và bài tập chương 3

1- Trình bày khái niệm dung dịch đệm và thiết lập phương trình tính pH của dung dịch đệm

2- Trình bày đặc điểm của chất chỉ thị dùng trong phương pháp chuẩn độ axit-bazơ

3- So sánh đường định phân khi chuẩn độ axit mạnh bằng bazơ mạnh và chuẩn độ axit yếu bằng bazơ mạnh

4- Tính pH của dung dịch HCl 0,1N; 0,2 M; 0,05M

5- Tính pH của dung dịch NaOH 0,1N; 0,2M; 0.05M

6- Tính pH của dung dịch CH3COOH 0,1M; 0,02M Biết pKa = 4,75

7- Cho 500mL dung dịch CH3COOH 0,1M Thêm từ từ dung dịch NaOH 0,1N vào dung dịch trên Tính pH tại các thời điểm sau

a- Thêm 100 mL NaOH 0,1 N

b- Thêm 300 mL NaOH 0,1 N

c- Thêm 500 mL NaOH 0,1 N

d- Thêm 600 mL NaOH 0,1 N

8- Tính pH của dung dịch chứa 7g/L HCl và 7g/L CH3COOH

9- Tính số g NaOH phải cho vào 250mL nước để dung dịch thu được có pH=11,35 10- Tính số g NaOH phải cho vào 1L HCl 1.10-3 M để thu được dung dịch có pH=10 11- Tính số mL HCl 5.10-4 M phải cho vào 100mL NaOH 1.10-3 M để pH của dung dịch thu được bằng 6,5

12- Tính pH của dung dịch đệm gồm CH3COOH 0,05M và CH3COONa 0,05M

13- Để trung hoà 0,5g hỗn hợp Na2CO3 và K2CO3 tới CO2 cần 39,5 mL dung dịch HCL 0,2N Xác định % Na2CO3 trong hỗn hợp

14- Thêm 20mL dung dịch HCl 0,01M vào 100mL Ba(OH)2 Chuẩn độ hỗn hợp thu được bằng dung dịch NaOH 0,02M dùng phenolphtalein làm chỉ thị (pT=9) thì phải dùng 8mL NaOH

16- Nếu chuẩn độ 50mL dung dịch HCl bằng dung dịch NaOH đến đổi màu phenolphthalein (pT=9) thì phải dùng 25mL NaOH Nếu chuẩn độ đến xuất hiện màu vàng của methyl da cam (pT=4,4) thì phải dùng 24,5 mL NaOH Tính nồng độ HCl và NaOH 17- Tính thể tích dung dịch NaOH 0.02M cần dùng để chuẩn độ hết 50mL dung dịch HCl 0,02M và H2SO4 0,01M Tính pH tại điểm tương đương

18- Trong 100 mL dung dịch A có 0,4g NaOH và 0,56 g KOH Tính số mL dung dịch HCL 0,1N phải dùng để trung hoà hoàn toàn lượng kiềm có trong 25mL dung dịch A

Chương 4: Cân bằng oxi hóa - khử Chuẩn độ oxi

hóa - khử

Mục tiêu:

- Biết được các định nghĩa về phản ứng oxi hóa khử, thành lập phương trình oxi hóa khử theo phương pháp ion Thế điện hóa của cặp oxi hóa khử, công thức Nernst Chiều của phản ứng oxi hóa khử, hằng số cân bằng Các loại chỉ thị trong phương pháp oxi hóa khử

- Đường định phân, phương pháp chọn chất chỉ thị để xác định điểm tương đương

- Biết các phương pháp chuẩn độ oxi hóa khử

4.1 Cân bằng oxi hoá - khử

4.1.1 Định nghĩa phản ứng oxi hóa khử

- Phản ứng oxi hoá khử: là phản ứng trong đó có sự thay đổi mức oxi hoá, chất oxi hoá

nhận electron và mức oxi hoá giảm, chất khử nhường electron và mức oxi hoá tăng

- Chất khử: là chất cho electron số oxi hóa tăng, hoá trị tăng, còn chất oxi hoá là chất

nhận electron và số oxi hóa giảm

- Quá trình khử là sự nhận eletron, quá trình oxi hoá là sự nhường electron

- Xét sự thay đổi số oxi hoá của các nguyên tố và viết phương trình cho nhận electron

- Cân bằng phương trình electron (Tìm BSCNN của tổng thu và tổng nhường rồi tìm hệ

số để cân bằng)

- Hoàn thiện phương trình phản ứng

Ví dụ: Cân bằng phương trình:

CrO2- + H2O2 → CrO O Bước 1: Chất khử là CrO−2 , chất oxi hóa là H2O2

Bước 2 và bước 3: thành lập phương trình electron và cân bằng

H2O2 + 2e− → 2OH− (b)

Bước 4: Kết quả tổ hợp của (a) và (b) ta có:

2CrO ⃗⃗⃗ 2CrOVậy cuối cùng ta có:

Ox + ne ⃗⃗⃗ Kh Thế của một cặp oxi hoá-khử liên hợp được xác định bằng phương trình Nernst

Trong đó:

E: thế oxi hoá khử

E0: thế điện cực tiêu chuẩn, phụ thuộc vào bản chất của cặp oxi hoá khử liên hợp được đo

ở điều kiện chuẩn và nồng độ dạng oxi hoá bằng nồng độ dạng khử = 1 mol/L

R: hằng số khí R= 8.314J/mol.K

T: nhiệt độ tuyệt đối

F: hằng số Faraday F= 96 500C

N: số electron trao đổi

Ở điều kiện tiêu chuẩn, T =25 o

C + 273= 298oK, F= 96 500C

Đồng thời chuyển lnK = 2,3.lgK; R = 8,314J/mol.K nên ta có:

b- Chiều của phản ứng oxi hoá khử và các yếu tố ảnh hưởng

Để xét chiều của phản ứng oxi hoá khử, ta dựa vào thế tiêu chuẩn Eo

của các cặp Cặp nào

có Eo lớn thì dạng oxi hoá của cặp đó sẽ oxi hoá dạng khử của cặp có thế tiêu chuẩn nhỏ hơn Nếu biết được giá trị của Eo của cặp oxi - hóa khử ta có thể đoán biết được chiều của phản ứng oxi hóa khử

Ví dụ: Xét phản ứng sau:

5Fe2+ + MnO4 −

+ 8H+ ⃗⃗⃗ 5Fe3+

+ Mn2+ + 4H2O Cặp MnO4-/Mn2+ có Eo = 1,51V và cặp Fe3+/Fe2+ có Eo = 0,77V nên MnO−4 là chất oxi hóa và

Fe2+ là chất khử Vậy phản ứng sẽ xảy ra theo chiều thuận