PHẢN ỨNG TẠO PHỨC VÀ PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ PHỨC CHẤT

Cân bằng của phản ứng tạo phức • Định nghĩa phức chất • Hằng số bền và không bền của phức chất • Nồng độ cân bằng của các cấu tử trong dungdịch tham khảo • Các yếu tố ảnh hưởng đến độ bề

2.3 Phản ứng tạo phức và phương pháp

chuẩn độ phức chất

2.3.1 Cân bằng của phản ứng tạo phức

2.3.2 Phương pháp chuẩn độ tạo phức

2.3.1 Cân bằng của phản ứng tạo phức

• Định nghĩa phức chất

• Hằng số bền và không bền của phức chất

• Nồng độ cân bằng của các cấu tử trong dungdịch (tham khảo)

• Các yếu tố ảnh hưởng đến độ bền của phức chất

• Hằng số bền và không bền điều kiện (tham khảo)

tích (thamkhảo)

Phức chất là loại hợp chất sinh ra do ion

đơn (thường là ion kim loại) gọi là ion trung

tâm hoá hợp với phân tử hoặc ion khác gọi là

phối tử.

Trong dung dịch, ion trung tâm, phối tử,

phức chất đều tồn tại riêng lẻ.

Số phối tử liên kết với ion trung tâm gọi là

số phối trí.

Định nghĩa về hợp chất phức

Phân loại phức chất theo ….

• Phức đơn nhân, đa nhân [Ag(NH3)2]+ ; [FeF6]3-; [Fe2(OH)2]4+; [(CN)5Co(CN)Fe(CN)5]6-

• Phức dị phối (đơn nhân dị phối, đa nhân dị phối)

[Pt(NH3)2Cl2]; [Co(NH3)3(NO2)3] [(NH3)5CoNH2Co(NH3)5]5+;

• Phức đơn càng, phức càng cua (chất nội phức)

Định nghĩa về hợp chất phức

• Phức đơn càng, phức càng cua (chất nội phức).

phức của dimetyl phức của alizarin đỏ S

glioxim với Ni với Al(OH)3

O

O

O OH

SO3Na

AlOHHO

Phân loại phức chất theo …

1 Cation kim loại Phân tử vô cơ

2 Cation kim loại Anion vô cơ

3 Cation kim loại Anion hoặc phân tử

+ Phức là cation: gọi tên phối tử theo thứ tự gốc

acid, phân tử, ion trung tâm kèm theo số la mã

chỉ hoá trị của ion trung tâm.

+ Phức là anion: gọi tên phối tử theo thứ tự gốc

acid, phân tử, ion trung tâm kèm theo vần at.

Hằng số bền

và hằng số không bền của phức chất

Giả sử có ion kim loại Mn+có số phối trí là 6,

ion này sẽ tồn tại trong nước dưới dạng M(H2O)6n+

Nếu thêm vào dung dịch phối tử L tạo được

β14= β1β2β3β4Hằng số bền và hằng số không bền của phức có

nhiều phối tử

+ Ảnh hưởng của pH: tạo phức hidroxo với ion

kim loại và sự proton hoá của phối tử

+ Ảnh hưởng của các chất tạo phức phụ đến nồng

độ cân bằng của phức.

Các yếu tố ảnh hưởng đến độ bền của phức chất

+ Tạo phức hidroxo với ion kim loại

M + nOH → M(OH)n : độ bền của phức chất

giảm khi pH tăng

+ Proton hoá của phối tử

L + nH→ HnL : độ bền của phức chất tăng khi pH

tăng

⟹ Khi tăng pH từ giá trị pH nhỏ, độ bền của phức chất

tăng, đến 1 cực đại và sau đó giảm dần khi tiếp tục tăng

Do M tạo phức hidroxo và L bị proton hoá nên

để đánh giá ảnh hưởng của pH đến độ bền của phức người ta dùng hằng số không bền điều kiện K’

K′= M

′ L′ML

Tạo phức hidroxo với ion kim loại

- Sự proton hoá của phối tử

- Tạo phức phụ với các phối tử L (L không phải là phối

Do các ảnh hưởng nên người ta thay hằng số tạophức bền β bằng hằng số tạo phức bền điều kiện β’

[Y’]: tổng nồng độ các dạng tồn tạicủa Y trừ phức MY

βMY= [MY]

M [Y]

Hằng số bền và không bền điều kiện (tham khảo)

VD: Tính hằng số bền điều kiện của phức MgY2-trong

dung dịch có pH = 11 Biết rằng hằng số bền của phức

MgY2-là 108.7; hằng số bền của phức MgOH+là 102.58;

VD: Tính nồng độ cân bằng của các cấu tử trong dung

dịch chứa hỗn hợp Mg2+có nồng độ ban đầu là 10-2M và

EDTA (Y4-) có nồng độ ban đầu là 2.10-2M, dung dịch có

pH = 11 Biết rằng hằng số bền của phức MgY2-là 108.7;

hằng số bền của phức MgOH+là 102.58; acid H4Y có pK1

⟹ [MgY] = 10-2– [Mg’] = 10-2– 10-8.28≈ 10-2[Y’] = 10-2+ [Mg’]= 10-2+ 10-8.28≈ 10-2.[Y’] = 1.89 x [Y]

+ Đẩy ion ra khỏi phức chất

- Ứng dụng trong phân tích định lượng:

+ Chuẩn độ phức chất

+ Phương pháp trắc quang

+ Phương pháp điện hoá

+ Sắc ký trao đổi ion

Ứng dụng của phản ứng tạo phức trong hoá

2.3.2.1 Cơ sở lý thuyết và nguyên tắc củacác phương pháp chuẩn độ phức chất

2.3.2.1 Các kỹ thuật chuẩn độ thườngdùng trong chuẩn độ phức chất

2.3.2.3 Phương pháp chuẩn độComplexon

2.3.2.4 Ví dụ định lượng bằng phươngpháp chuẩn độ Complexon

Cơ sở lý thuyết và nguyên tắc của phương pháp

thoả mãn yêu cầu phản ứng chuẩn độ

Dùng chỉ thị có màu thay đổi theo pM và

theo pH của dung dịch

Đường cong chuẩn độ theo pM khi thêm

Cơ sở lý thuyết và nguyên tắc của phương pháp

Chất chỉ thị màu kim loại: là những acid

hoặc baz hữu cơ yếu có khả năng tạo phức

có màu khác với màu của dạng chỉ thị tự do.

Cơ sở lý thuyết và nguyên tắc của phương pháp

Phải chọn pH chophản ứng

Màu của phức giữachỉ thị với ion kimloại khác màu củachỉ thị tự do

Sự đổi màu phải xảy

ra nhanh và rõ rệt

Phức của ion kimloại với chỉ thịphải kém bềnhơn phức củacomplexonat với

chất chỉ thị màu kim loại

Cơ sở lý thuyết và nguyên tắc của phương pháp

Cơ sở lý thuyết và nguyên tắc của phương pháp

Eriocrom đen –T (viết tắt ETOO hay NET): dùng dạng rắn

Phức màu đỏ

+ ion kim loại màu hồng Phức

pH

NH C O

C

C NH

NH O

Cơ sở lý thuyết và nguyên tắc của phương pháp

Các kỹ thuật chuẩn độ thường dùng trong

chuẩn độ phức chất

Kỹ thuật chuẩn độ trực tiếp

Kỹ thuật chuẩn độ ngược

Kỹ thuật chuẩn độ thay thế

Các kỹ thuật chuẩn độ thường dùng trong

chuẩn độ phức chất

Kỹ thuật chuẩn độ trực tiếp:Dùng EDTA chuẩn

độ trực tiếp dung dịch chứa ion kim loại cầnphân tích (Ca2+; Mg2+; Zn2+;…) ở pH thích hợp(đệm)

P.ư chuẩn độ: Zn2++ H2Y2- ZnY2-+ 2H+

P.ư chỉ thị: ZnInd-+ H2Y2- ZnY2-+ H2Ind

-Kỹ thuật chuẩn độ ngược: Thêm 1 lượng dư chính

xác EDTA để phản ứng hết với ion kim loại cần phân

tích ở pH thích hợp (đệm), sau đó tiến hành chuẩn

lượng dư EDTA bằng dung dịch chuẩn muối kim loại

(Zn2+; Mg2+…)

P.ư chuẩn độ: Al3++ H2Y2- AlY-+ 2H+ (pH = 5)

Zn2++ H2Y2- ZnY2-+ 2H+

P.ư chỉ thị: ZnInd-+ H2Y2- ZnY2-+ H2Ind

-Các kỹ thuật chuẩn độ thường dùng trong

chuẩn độ phức chất

Kỹ thuật chuẩn độ thay thế:một số ion tạo phức bềnvới EDTA hơn là phức giữa Mg2+và EDTA, nhưngkhông thể chuẩn độ trực tiếp các ion này bằngEDTA

- OOCCH 2

N

COOH

-CH2COOH

CH2CH2N

NaOOCCH2

HOOCCH2

N COONa

CH2COOHComplexon III:

Phản ứng tạo phức với ion kim loại luôn theo tỉ lệ số mol 1: 1

Phương trình đường định phân

Giả sử chuẩn độ V0(mL) dung dịch M có nồng

độ C0Nbằng dung dịch EDTA CN ở 1 giá trị pH xácđịnh Phản ứng tạo phức có β’= 108.25

Vẽ đường cong chuẩn độ

Phương pháp chuẩn độ complexon

Trước điểm tương đương

Phương trình đường định phân

Giả sử chuẩn độ 10(mL) dung dịch Mg2+ 0.01N bằngdung dịch EDTA 0.01N với chỉ thị ETOO ở pH =10 Phảnứng tạo phức có β’ = 108.25 Vẽ đường cong chuẩn độ

a Định lượng ion Ca 2+ , Mg 2+ , hỗn hợp (Ca 2+ , Mg 2+ )

b Định lượng độ cứng của nước

Chuẩn độ bằng dung dịch EDTA cho đến khi từ màu hồng → tím hoa cà

C N ( Ca 2+ ), N

Xác định độ cứng của nước

Chỉnh pH = 10 bằng NH4OH;

10 mL đệm ammoni, 10 giọt hydroxylamin, ETOO

VETOO(EDTA), mL

10,00 mL dung dịch mẫu nước máy

Chuẩn độ bằng dung dịch EDTA cho đến khi từ màu

- Hidroxylamin: loại trừ ảnh hưởng của ion Mn 2+ có trong nước;

48

Lắc đều, đun sôi 5 phút, để

NaF bão hòa

Đun sôi 2 phút, để nguội

Tiếp tục chuẩn độ bằng dung dịch Zn 2+ cho đến khi

2.4 Phản ứng oxi hoá - khử và phương pháp

chuẩn độ oxi hoá - khử

2.4.1 Cân bằng của phản ứng oxi hoá khử

2.4.2 Phương pháp chuẩn độ oxi hoá khử

2.4.1 Cân bằng của phản ứng oxi hoá

• Các định nghĩa về chất oxi hoá – khử

• Phương trình Nernst và thế điện cực tiêu chuẩn

• Các yếu tố ảnh hưởng đến thế cân bằng oxy hóa

khử Thế tiêu chuẩn điều kiện

• Vận tốc phản ứng; các yếu tố ảnh hưởng (tham

Là sự (quá trình) nhận electron của chất oxi hoá

Các định nghĩa về chất oxi hoá – khử

- Cặp oxi hoá – khử liên hợp

Một chất oxi hoá nhận electron tạo thành

chất khử liên hợp với nó Mỗi cặp oxi hoá – khử

liên hợp được biểu diễn bằng phương trình:

Các định nghĩa về chất oxi hoá – khử

Thế Phương trình nernst Không thể xác địnhđược giá trị tuyệt đối

Phương trình Nernst và thế điện cực tiêu chuẩn Phương trình Nernst và thế điện cực tiêu chuẩn

* Hoạt độ của chắn rắn được coi là bằng 1.

0, 059lg2

Cu Cu Cu

2 0

2 /

2 2

lg 2 059 , 0

Cl

a

p E

4

8 0

/

5 059 , 0

Mn

H MnO Mn

H

a a E

E

Phương trình Nernst và thế điện cực tiêu chuẩn

Ví dụ:

Hãy tính thế oxy hoá - khử của hệ Fe3+/Fe2+khi [Fe3+]

= 0.1M; [Fe2+] = 0.1M BiếtE0

Fe3+/Fe2+= 0,77 V

Tính thế oxi hóa – khử của hệ MnO4-/Mn2+khi [MnO4

-] = 0,1 M, [Mn2+] = 0,01 M và trong môi trường pH =

0 Biết E0

MnO4-/Mn2+= 1,51 V

Phương trình Nernst và thế điện cực tiêu chuẩn

* E0là một hằng số, chỉ phụ thuộc vào bản chất của hệoxi hóa/khử liên hợp, không phụ thuộc vào nhiệt độ

* Có thể dựa vào E0của các cặp để so sánh cường độcủa chất oxi hóa và chất khử của các cặp

V E

V E

E

Ag Ag

Cu Cu

Zn Zn

799,0

337,0

7628,0

/ 0 / 0 / 0

2 2

Xác định thế điện cực tiêu chuẩn

Không thể xác định được giá trị tuyệt đối của E0

 Xác định giá trị tương đối thế của E0so với thế của

một cặp oxi hóa – khử liên hợp được qui ước dùng

làm chuẩn có giá trị E0=0

 Qui ước: điện cực hidro làm điện cực chuẩn và thế

oxi hóa khử tiêu chuẩn của cặp 2H+/H2bằng 0

Phương trình Nernst và thế điện cực tiêu chuẩn

Phương trình Nernst và thế điện cực tiêu chuẩn

Thế oxi hóa khử tiêu chuẩn của kim loại

 Nếu khả năng oxi hóa của ion Mn+trong nửa pin Mn+/Mmạnh hơn ion H+trong nửa pin 2H+/H2:

M

M n 

0 /

O

E M0n M 

/

66

Phương trình Nernst và thế điện cực tiêu chuẩn

Xác định chiều phản ứng oxi hóa khử theo thế

điện cực tiêu chuẩn

Cho hai cặp oxy hóa khử có thế khử tiêu chuẩn như

Xác định chiều phản ứng oxi hóa khử theo thế

điện cực tiêu chuẩn

a

a a

E

E

2 8 0

'

0

) 10 lg(

2 059 ,

M a a

AsO AsO3   3   1

8 10 ] [   

→ Khi tăng pH thì thế oxi hóa - khử giảm, làm giảm khả năng oxi

hóa của AsO43- và làm tăng khả năng khử của AsO3

3-Ảnh hưởng của pH

Hãy tính thế oxy hoá - khử của hệ MnO4-/Mn2+khi [MnO4-] = 0.1M; [Mn2+] = 0.01M ở môi trường pH = 4 Biết

Hãy tính thế oxy hoá - khử của hệ Cr2O72-/2Cr3+khi [Cr2O72-]

= 0.01M; [Cr3+] = 0.1M ở môi trường pH = 1 Biết

Hãy cho biết phản ứng Cr2O72-+ 6Cl-+ 14H+⇌ 3Cl2+ 2Cr3+

+ 7H2O tự xảy ra theo chiều nào ở môi trường [H+]=2M Biết

E0 Cr2O72-/2Cr3+= 1,33 V và E0

Cl2 /2Cl-= 1,36 V

4 2+

-0 MnO Mn

E = 1.51V

2_

2 3+

0

Cr O 2Cr

E = 1.33V

Ảnh hưởng của phản ứng tạo phức

• Khi Ox tham gia vào quá trình tạo phức :

) 0

Re / '

 Khi Red tham gia vào quá trình tạo phức:

) Re 0

Re / '

 Khi cả Ox và Red tham gia vào quá trình tạo phức:

) ) Re 0

Re / '

L d

Ox L

L

Ox

n E

Ảnh hưởng của phản ứng tạo phức

Hãy tính thế oxi hóa khử tiêu chuẩn điều kiện của cặp

Fe3+/Fe2+ trong dung dịch có dư F- để tạo phức FeF63-.Biết thế tiêu chuẩn của cặp Fe3+/Fe2+là +0.771V và phứcFeF63-có hằng số bền tổng cộng β1,6= 1016

Ảnh hưởng của phản ứng tạo kết tủa

 Khi Ox tham gia vào quá trình tạo chất kết tủa:

 Khi cả Ox và Red tham gia vào quá trình tạo chất kết tủa:

) ( 0

Re / '

 Khi Red tham gia vào quá trình tạo chất kết tủa:

) ( Re 0

) ( Re /

) ( Re

) ( 0

Re / '

0

) (

Re

/

A d

A Ox d

Ox A

thế điện cực giảm

thế điện cực tăng

Ảnh hưởng của phản ứng tạo kết tủa

Hãy tính thế oxi hóa khử tiêu chuẩn điều kiện củacặp Cu2+/CuSCN Biết thế tiêu chuẩn của cặp

Cu2+/Cu+khi không tạo kết tủa CuSCN là +0.153V

và TCuSCN= 10-14,32

Hằng số cân bằng phản ứng oxy hóa khử (TK)

Giả sử có phản ứng oxy hóa khử:

aOx1 + bKh2 ⇌ bOx2 + aKh1

Khi phản ứng đạt cân bằng thì E1= E2, nên:

Hằng số cân bằng phản ứng oxy hóa khử

n (E - E ) 0,059

E + lg = E + lg

n [Kh ] n [Kh ]

Nếu K càng lớn thì phản ứng xảy

ra theo chiều thuận càng mạnh

Hằng số cân bằng phản ứng oxy hóa khử

Ví dụ: Tính hằng số cân bằng của phản ứng giữa

Cr2O72-và Fe2+trong môi trường acid Biết thế oxi

hóa khử tiêu chuẩn Eo

Phương pháp chuẩn độ oxi hoá – khử

2.3.1 Cơ sở và nguyên tắc của phương pháp

2.3.2 Chất chỉ thị thế điện cực

2.3.5 Các phương pháp chuẩn độ oxi hoá khử 2.3.4 Phương trình đường định phân 2.3.3 Sai số chỉ thị

Cơ sở lý thuyết và nguyên tắc của phương pháp

phản ứng trao đổi electron giữa dung dịch

chứa chất oxi hoá (hoặc khử) với dung

dịch chứa chất khử (hoặc oxi hoá)

thoả mãn yêu cầu phản ứng chuẩn độ

Dùng chỉ thị có màu thay đổi theo thế của

- R là KMnO4: Phương pháp Permanganat

- R là K2Cr2O7: Phương pháp Bicromat

- R là Na2S2O3: Phương pháp Iod/Thiosulfat

Cơ sở lý thuyết và nguyên tắc của phương pháp

Chất chỉ thị thế điện cực

Loại 1: khi dư 1 giọt R, dung dịch đổi màu; sự đổi màu

không phụ thuộc vào thế oxi hoá khử của dung dịch

Ví dụ: Phương pháp Permanganat sử dụng KMnO4 để

chuẩn độ Fe2+, C2O42-; H2O2… dư 1 giọt thì dung dịch

chuyển sang màu hồng

Loại 2:là chất hữu cơ có tính oxi hoá khử, màu của dạng

oxi hoá khác màu của dạng khử và màu thay đổi theo thế

oxi hoá khử của dung dịch; khoảng đổi màu của chất chỉ

Diphenylamin Xanh tím Không màu + 0,76

Diphenylbenzidin Đỏ tím Không màu + 0,76 Acid

diphenylazosulphonic Đỏ tím Không màu + 0,84 Acid phenylantranilic Đỏ tím Không màu + 1,08

Axio, diphenylamindicacbonic Xanh tím Không màu + 1,26

o-Một số chất chỉ thị thế điện hóa thường dùng

Sai số chỉ thị

Khi dùng chất chỉ thị oxi hoá khử, ta dừng chuẩn độ tại

điểm có thế oxi hoá khử bằng Ecuối

Fcuối< 1, khi Ecuối< Etđ Fcuối> 1, khi Ecuối> Etđ

Phương trình đường định phân

Giả sử chuẩn độ V0(mL) dung dịch chất khử Kh1có nồng

độ C0 bằng chất oxi hoá Ox2 có nồng độ là C; phươngtrình chuẩn độ:

Phương trình đường định phân

Vẽ đường cong chuẩn độ 10mL dung dịch Fe2+ 0.1Mbằng dung dịch Ce4+0.1M trong môi trường H2SO41M

Với E0 Fe3+/Fe2+ = 0.77V và E0

Ce4+/Ce3+= 1.44Phương trình phản ứng chuẩn độ:

Fe2++ Ce4+⇌ Fe3++ Ce3+

V

Ce 4+ 1 5 9 9.9 9.99 10 10.01 10.1 11 15

F 0.1 0.5 0.9 0.99 0.999 1 1.001 1.01 1.1 1.5 E(V) 0.714 0.77 0.83 0.89 0.95 1.11 1.27 1.33 1.39 1.45

Môi trường acid mạnh: khả năng oxi hoá mạnh, ion

Mn2+sinh ra không màu:

MnO4-+ 8H++ 5e⇌ Mn2++ 4H2O (E0= 1.55V)

Môi trường acid yếu, trung tính hay kiềm, sản

phẩm sinh ra MnO2có màu nâu sẫm:

2MnO4- + 5C2O42- + 16H + →

2Mn 2+ + 10CO2+ 8H2O

92

Qui trình định lượng Fe2+bằng KMnO4

C N (Fe 3+ ), N

Đun nóng đến 60-70 0 C

Làm nguội bằng cách pha loãng đến 100 mL

Nhỏ từng giọt SnCl2(10%) cho đến khi dung dịch mất màu vàng, thêm 2 giọt nữa

Dung dịch có kết tủa dãy lụa trắng

5 mL HgCl25%

Chuẩn độ bằng dung dịch KMnO4cho đến khi dung dịch có màu hồng nhạt

10 mL hỗn hợp Zymerman

2FeCl3+ SnCl 2dư ⇌ 2FeCl2+ SnCl4SnCl2+ 2HgCl2⇌ Hg2Cl2+ SnCl42MnO4- + 5Fe 2+ + 8H + ⇌ 2Mn 2+ + 5Fe 3+ + 4H2O

Qui trình định lượng Fe3+bằng KMnO4

Hỗn hợp Zymmerman:

MnSO4; H3PO4;

H2SO4

CFe3+VFe3+= CKMnO4.VKMnO4

Ví dụ định lượng bằng phương pháp chuẩn độ oxi

10,00 mL dung dịch mẫu Ca 2+

CN(Ca 2+ )

Đun sôi erlen 5 phút, để lắng kết tủa trên bếp cách thủy 30 phút

Nhỏ từ từ từng giọt NH4OH 2N để chỉnh dung dịch về màu vàng

Lọc kết tủa, rửa bằng (NH4)2C2O41%,

Chuẩn độ bằng KMnO4cho đến khi dung dịch có màu hồng nhạt

Rửa kết tủa bằng nước cất nóng đến hết C2O42-

Hòa tan kết tủa bằng H2SO410%, thu dung dịch qua lọc Đun nóng dung dịch đến

80 – 90 0 C

96

• Phương pháp Bicromat/H2SO4:

Môi trường acid

Cr2O72-+ 14H++ 6e ⇌ 2Cr3++ 7H2O (E0= 1.36V)

Ưu:

K2Cr2O7dễ điều chế tinh khiết, bền; có thể tiến hành

trong môi trường acid H2SO4; H3PO4; HCl (C < 2M)

Nhược:

K2Cr2O7 có tính oxi hoá yếu hơn KMnO4

Phương pháp này phải dùng chất chỉ thị

(diphenylamin, diphenylaminsulfonat, acid phenylantranilic

10 mL H2O, 10 mL H3PO4 đậm đặc

5 mL H2SO46N, 5 giọt ferroin

10,00 mL dung dịch mẫu Fe 2+

CFe2+VFe2+= CK2Cr2O7.VK2Cr2O7

Định lượng Fe2+bằng phương pháp bicromat

Lưu ý khi pha và hiệu chuẩn Na2S2O3

Các phương pháp chuẩn độ oxi hoá khử thường dùng

• c) Xác định acid:dựa trên nguyên tắc sau:

• Iodua phản ứng với iodat khi có acid theo phương

trình:

• 5I-+ IO3-+ 6H+⇌3I2+ H2O

• Lượng ion H+ tham gia phản ứng tương đương với

lượng I2thoát ra

• Chuẩn độ lượng I2thoát ra bằng thiosunfat sẽ tính được

lượng ion H+trong dung dịch

Chuẩn độ acid ascobic (C6H8O6): chỉ thị hồ tinh bột

C6H8O6+ I2⇌C6H6O6+ 2I-+ 2H+

103

Phương pháp iod/thiosunfat

Lưu ý

Natri thiosunfat Na2S2O3.5H2O không phải là chất gốc vì

Na2S2O3 không bền có thể tác dụng với CO2 và O2 củakhông khí:

Na2S2O3+ CO2+ H2O ⇌NaHCO3+ NaHSO3+ S↓

Na2S2O3+ O2⇌Na2SO4+ S↓

Na2S2O3được chuẩn độ theo chất gốc K2Cr2O7:

Cr2O7+ 9I-+ 14H+ ⇌2Cr3++ 3I3-+ 7H2O (pứ thế)2S2O32-+ I3-⇌3I-+ S4O62-(pư chuẩn độ)

c) Phương pháp iod/thiosunfat

104

Phương pháp iod/thiosunfat