Bài giảng hoá học phân tích đại học thủy lợi

Các phương pháp phân tích khối lượngPhương pháp kết tủa o Dùng phản ứng kết tủa để tách chất phân tích ra khỏi dung dịch phân tích o Lọc, rửa, sấy khô kết tủa o Đem nung đến khối lượng k

Trang 1

BÀI GIẢNG

HÓA HỌC PHÂN TÍCH

GV: TRẦN KHÁNH HÒA

Trang 2

TRƯỜNG ĐẠI HỌC THỦY LỢI

KHOA HÓA VÀ MÔI TRƯỜNG

BỘ MÔN HÓA CƠ SỞ

Bài giảng

HÓA PHÂN TÍCH

Hà nội – 2/2021

TRƯỜNG ĐẠI HỌC THỦY LỢI

Khoa Hóa và Môi trường – Bộ môn Hóa cơ sở

BÀI GIẢNG HÓA PHÂN TÍCH

Giảng viên: Trần Khánh HòaEmail: hoatk@wru.vn

ĐT: 0982114607

Trang 3

K là hằng số cân bằng, chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ,

không phụ thuộc vào nồng độ ban đầu của các chất

Trang 4

A, B, C, D là những ion → giữa chúng có sự tương tác

tĩnh điện → biểu thức trên, thay nồng độ bằng hoạt độ

Hoạt độ a của một chất được xác định bằng hệ thức:

 Nếu Z1, Z2, là điện tích và C1, C2, là nồng độ của

các ion trong dung dịch thì lực ion µ được xác định

Trang 5

Ví dụ 1: Tính hoạt độ của các ion trong dung dịch hỗn

Trang 6

Ka: hằng số cân bằng hoạt độ hay hằng số cân bằng

nhiệt động, chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ (không phụ

thuộc vào hoạt độ) Thay a = f.C vào biểu thức

Trang 7

ĐẠI CƯƠNG VỀ PHÂN TÍCH

KHỐI LƯỢNG VÀ PHÂN

TÍCH THỂ TÍCH

11

Chương 2

1 Nguyên tắc chung

Cân khối lượng của sản phẩm tạo thành sau phản ứng

kết tủa bằng phương pháp hóa học, điện phân,…

I PHƯƠNG PHÁP PHÂN TÍCH KHỐI LƯỢNG

Trang 8

2 Các phương pháp phân tích khối lượng

Phương pháp đẩy

o Tách thành phần cần xác định ở dạng đơn chất

o Sấy khô thành thành thu được

o Cân khối lượng của sản phẩm

o Lọc, sấy khô đến khối lượng không đổi

o Làm nguội rồi cân

Trang 9

Phương pháp kết tủa

o Dùng phản ứng kết tủa để tách chất phân tích ra khỏi

dung dịch phân tích

o Lọc, rửa, sấy khô kết tủa

o Đem nung đến khối lượng không đổi

o Cân khối lượng của sản phẩm

15

Phương pháp kết tủa

• Ví dụ: Phân tích hàm lượng sắt trong dung dịch

o Kết tủa Fe dưới dạng Fe(OH)3

o Lọc rửa kết tủa, sấy khô

o Nung đến khối lượng không đổi thu được Fe2O3

o Từ khối lượng Fe2O3, tính hàm lượng Fe

Trang 10

Phương pháp điện phân

o Điện phân để tách kim loại cần tách trên catot

o Sau khi kết thúc điện phân, đem sấy điện cực

o Cân khối khối lượng catot

o Tính khối lượng kim loại đã thoát ra trên điện cực

o Cân khối lượng của sản phẩm chưng cất

Trang 11

3 Phương pháp kết tủa

3.1 Yêu cầu của dạng kết tủa

 Kết tủa không tan → chọn các điều kiện thích hợp:

pH, nồng độ thuốc thử, nhiệt độ,…

 Kết tủa tinh khiết, không hấp phụ các tạp chất,…

 Kết tủa cần thu được dưới dạng dễ lọc rửa để tách

ra khỏi dung dịch một cách nhanh chóng và thuận

lợi nhất

19

3.2 Yêu cầu dạng cân

 Công thức xác định và thành phần không đổi từ

khi sấy hoặc nung đến khi cân

 Không được hút ẩm, không hấp phụ khí CO2 có

trong không khí, không bị phân hủy bởi ánh sáng

 Khối lượng mol phân tử của dạng cân càng lớn

hơn khối lượng mol phân tử của nguyên tố hoặc

Trang 12

3.3 Một số lưu ý của phương pháp kết tủa

 Lọc kết tủa: dùng giấy lọc không tàn và chọn loại

giấy có kích thước lỗ lọc thích hợp

 Rửa kết tủa:

o Làm sạch kết tủa

o Kết tủa không bị tan trong quá trình rửa

21

 Sấy:

o Nhiệt độ khoảng 95 – 105oC khoảng 20 phút

o 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

Trang 13

 Nung kết tủa:

o Kết tủa sau khi sấy khô được lấy ra cùng giấy lọc

khỏi phễu và chuyển vào chén nung

o Tránh nhiệt độ tăng đột ngột, giấy lọc cháy mạnh

làm bay mất kết tủa hoặc chén nung bằng sứ dễ vỡ

23

 Cân:

o Trước khi cân, cần cho kết tủa dạng cân vào bình

hút ẩm khoảng 20 phút để đưa về nhiệt độ phòng

Trang 14

4 Tính toán kết quả

x% = K q

p 100

o p: Khối lượng mẫu

o q: Khối lượng dạng cân

o K: Hệ số chuyển

o K = Tỉ số khối lượng phân tử của dạng cần xác định

và khối lượng phân tử của dạng cân

Trang 15

1 Nguyên tắc của phương pháp

II PHƯƠNG PHÁP PHÂN TÍCH THỂ TÍCH

Dung dịch chuẩn độ (A)

(Dung dịch chưa biết nồng độ)

Dung dịch chuẩn (B)

(Dung dịch đã biết nồng độ)

A + B → C + D

27

 Điểm tương đương: Thời điểmdung dịch chuẩn độ và dung dịchchuẩn phản ứng vừa đủ với nhau

 Chất chỉ thị: Chất có sự thay đổimàu sắc ở gần điểm tương đương

Trang 16

 Điểm cuối: Thời điểm kết thúc quátrình chuẩn độ

 Sai số chuẩn độ: Sự khác nhau giữađiểm cuối và điểm tương đương

 Phải có chất chỉ thị thích hợp để xác định điểm cuối

với sai số cho phép

Trang 17

3 Các phương pháp phân tích thể tích

 Phương pháp axit – bazơ (Phương pháp trung hòa):

Dựa trên phản ứng axit – bazơ:

 Phương pháp tạo phức: Dựa trên phản ứng tạo thành

phức chất giữa chất cần phân tích và thuốc thử

Me 2+ + H 2 Y 2– → MeY 2– + 2H +

 Phương pháp oxy – hóa khử: Dựa trên phản ứng oxi

hóa khử:

aOx 1 + bKh 2 → cOx 2 + dKh 1

Trang 18

4 Các phương pháp chuẩn độ

 Chuẩn độ trực tiếp Thêm từ từ dung dịch chuẩn

(R) vào dung dịch chuẩn độ (X) hoặc ngược lại

 Lấy thể tích dung dịch CH3COOH xác định vào bình

nón

 Thêm chỉ thị Phenolphtalein

 Thêm từ từ dung dịch chuẩn NaOH từ buret vào bình

nón cho đến khi chỉ thị phenolphtalein chuyển từ

không màu sang hồng

Trang 19

 Chuẩn độ ngược: Thêm thể tích chính xác và dư

dung dịch chuẩn R vào chất chuẩn độ X

Trang 20

Cho dung dịch K2Cr2O7 phản ứng với dung dịch KI dư

trong môi trường axit

K 2 Cr 2 O 7 + 6KI + 7H 2 SO 4 → 3I 2 + Cr 2 (SO 4 ) 3 +

4K 2 SO 4 + 7H 2 O

Trang 21

Định lượng lượng I2 giải phóng bằng dung dịch chuẩn

Na2S2O3:

I 2 + Na 2 S 2 O 3 → 2NaI + Na 2 S 4 O 6

Vậy, định lượng K2Cr2O7được thay bằng định lượng I2

 Chuẩn độ phân đoạn: áp dụng khi chuẩn độ một số

chất trong cùng một dung dịch bằng một hay nhiều

dung dịch chuẩn

39

5 Nồng độ dung dịch

 Nồng độ đương lượng: Số mol đương lượng của

chất tan có trong 1 lít dung dịch

=

 m: Số gam chất tan (gam); V: Thể tích dung dịch (lít)

 M: Khối lượng mol phân tử

 Đ: Đương lượng gam chất tan, thay đổi theo từng

phản ứng cụ thể

Trang 22

Axit: n là số ion H+của một phân tử axit tham gia phản

Phản ứng trao đổi: n là số điện tích âm hay dương của

một phân tử chất đó tham gia vào phản ứng

K4[Fe(CN)6] + 2CuSO4 → Cu2[Fe(CN)6] + 2K2SO4

n = 4 → Đ(K4[Fe(CN)6]) = M/4 = 378/4 = 94,5 gam

Trang 23

Phản ứng oxi hóa – khử:

n là số electron của một phân tử trao đổi

10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4 ) 3 +

Trang 24

CHUẨN ĐỘ AXIT – BAZƠ

Trang 25

1 pH của dung dịch axit mạnh

Bazơ mạnh là những bazơ điện ly hoàn toàn

Một số bazơ mạnh: NaOH, KOH, Ba(OH)2,…

Giả sử: dung dịch axit mạnh BOH, nồng độ CB mol/L

BOH → B+ + OH–

[OH–] = C →pOH = – lg(C B ) pH = 14 + lg(C B )

Trang 26

2 pH của dung dịch bazơ mạnh

là những axit điện ly một phần nhỏ trong dung dịch

Một số axit yếu: HCN, HF, HNO2, RCOOH,…

Giả sử: dung dịch axit yếu HA, nồng độ CAmol/L

- x x x

C – x x x

Trang 27

3 pH của dung dịch axit yếu

là những bazơ điện ly một phần nhỏ trong dung dịch

Một số axit yếu: NH4OH,…

Giả sử: dung dịch bazơ yếu BOH, nồng độ CB mol/L

BOH → B+ + OH–

- x x x

C – x x x

Trang 28

4 pH của dung dịch bazơ yếu

Trang 29

5 pH của dung dịch muối

Trang 30

5 pH của dung dịch muối

Trang 31

II CHUẨN ĐỘ AXIT – BAZƠ

Dựa trên phản ứng trao đổi proton:

H + + OH – → H 2 O

Dung dịch cần chuẩn độ có thể là

axit (bazơ) mạnh hoặc yếu

Dung dịch chuẩn luôn là axit

(bazơ) mạnh

Trang 32

2 Chỉ thị axit – bazơ

Là axit hữu cơ yếu (HInd) hoặc bazơ hữu cơ yếu

(IndOH)

HInd ⇌ H + + Ind – K a,HInd IndOH ⇌ OH – + Ind + K b,IndOH

Màu của dạng HInd và màu của dạng Ind– khác nhau

Màu của dạng IndOH và màu của dạng Ind+ khác nhau,

tùy thuộc vào pH của dung dịch

61

Thêm axit, cân bằng chuyển dịch sang trái, dung dịch

có màu của dạng H2Ind (không màu)

Thêm bazơ, cân bằng chuyển dịch sang phải, dung dịch

có màu của dạng Ind2–(màu hồng)

Trang 33

10 Màu của Ind– → pH ≥ pKHInd+ 1

pH = pK a,HInd ± 1 ( pK a,HInd –1; pK a,HInd + 1) là

khoảng đổi màu của chất chỉ thị

Trang 34

pT giá trị pH mà tại đó chỉ thị đổi màu rõ nhất pT ≈

pKavà là pH của điểm cuối của phép chuẩn độ

Chọn chất chỉ thị có pT nằm trong bước nhảy của chuẩn

độ và khoảng đổi màu nằm trong bước nhảy

Bước nhảy ứng với pH trong khoảng 0,1% lượng axit

(bazơ) chưa được chuẩn độ và dư 0,1% lượng bazơ

(axit) so với lượng cần thiết

65

Chất chỉ thị Khoảng pH Màu của dạng

Trang 35

3 Chuẩn độ axit mạnh bằng bazơ mạnh

V0ml dung dịch HA C0

Dung dịch NaOH CM

HA + NaOH → NaA + H2O

67

a Khi chưa chuẩn độ :

Dư axit mạnh → pH = – lgC 0

b Trước điểm tương đương:

Dư dung dịch axit mạnh HA với nồng độ :

C1 = (C0.V0– C.V)/(V0+ V)

pH = – lg[(C 0 V 0 – C.V)/(V 0 + V)]

Trang 36

c Tại điểm tương đương:

Dung dịch muối NaA → pH = 7

Trước và sau điểm tương đương, pH biến đổi chậm Gần

điểm tương đương, pH biến đổi mạnh

Thời điểm còn 0,1% lượng axit chưa được chuẩn độ và

0,1% lượng kiềm dư là bước nhảy của đường định phân

Chọn chất chỉ thị có pT nằm trong khoảng: 4,3 – 9,7

Trang 37

S = G − D

D 100

G là giá trị gần đúng

D là giá trị đúng

Ví dụ: Tính sai số chỉ thị khi chuẩn độ dung dịch HCl

0,1M bằng dung dịch NaOH 0,1M nếu dùng chất chỉ thị

S = − 10 V + V

0,1 V × 100 ≈ −

10 2V 0,1 V × 100 = −0,02%

pH = 9 → kết thúc sau điểm tương đương

Lượng kiềm cần chuẩn độ× 100%

Trang 38

S% = OH ](V + V

OH 2V 0,1 V × 100 = 0,02%

Kết thúc ở pH = 9 → [H+] = 10–9→ [OH–] = 10–5

73

4 Chuẩn độ bazơ mạnh bằng axit mạnh

Trang 39

5 Chuẩn độ axit yếu bằng bazơ mạnh

Dư axit yếu →pH = (pK − lgC )

b Trước điểm tương đương:

Dư axit yếu HA với : C1= (C0.V0– C.V)/(V0+ V)

Muối NaA: C2= (C.V)/(V + V0)

pH = pKa– lg[(C0.V0– C.V)/(C.V)]

75

c Tại điểm tương đương:

Trang 40

Trước và sau điểm tương đương, pH biến đổi chậm.

Sát điểm tương đương, pH tăng mạnh

Bước nhảy ngắn hơn trường hợp chuẩn độ axit mạnh bằng bazơ mạnh

pHtđ> 7,0

77

Tính sai số khi chuẩn độ CH3COOH 0,1M (pKa = 4,74)

bằng dung dịch NaOH 0,1M nếu dùng chất chỉ thị MO

(pT = 4) Cho tại điểm tương đương pH = 8,72

CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O

Trang 41

S% = − Lượng axit chưa được chuẩn độ

1 + 5,5× 100 = −85%

79

6 Chuẩn độ bazơ yếu bằng axit mạnh

Dư bazơ yếu →pH = 14 − (pK − lgC )

b Trước điểm tương đương: Dư bazơ yếu BOH với

nồng độ : C1 = (C0.V0 – C.V)/(V0+ V) và muối BCl: C2

= (C.V)/(V + V0)

pH = 14 − [pK + lg C V − C V

C V ]

Trang 42

c Tại điểm tương đương: Vtđ = (C0.V0)/C

Trang 43

Tính sai số mắc phải khi chuẩn độ dung dịch NH3 0,1M

S% = − Lượng bazơ chưa được chuẩn độ

= − 0,55

1 + 0,55× 100 = −35%

Trang 44

6 Chuẩn độ bazơ yếu bằng bazơ mạnh

Dùng chất chỉ thị có pT = 4, việc chuẩn độ đã kết thúc

sau điểm tương đương:

Trang 45

1 Phản ứng oxi – khử

I PHẢN ỨNG OXI – KHỬ

Phản ứng có trao đổi e giữa các chất tham gia phản ứng

Chất oxy hóa là chất có khả năng nhận electron

Chất khử là chất có khả năng cho electron

Quá trình chất khử cho electron là quá trình oxy hóa

Quá trình chất oxy hóa nhận electron là quá trình khử

Trang 46

II CHUẨN ĐỘ OXI – KHỬ

Là phương pháp phân tích thể tích dựa trên phản ứng

oxi hóa – khử

Một số dung dịch chuẩn độ là các dung dịch chất oxy

hóa như KMnO4, I2, K2Cr2O7 hoặc các chất khử như

TiCl3, VSO4, FeSO4,

Sự thay đổi thế oxy hóa khử của hệ tác dụng tương hỗ

nhau, thay đổi theo nồng độ của dung dịch thêm vào

Trang 47

2 Chất chỉ thị oxi – khử

2.1 Không dùng chất chỉ thị từ bên ngoài

Thuốc thử là một chất có màu riêng rõ rệt mà ta sẽ kết

thúc chuẩn độ khi dung dịch đổi màu

5H 2 C 2 O 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 S0 4 → K 2 SO 4 + 2MnSO 4

+ 10CO 2 + 8H 2 O

Dư một giọt KMnO4→ Dung chuẩn chuyển màu hồng

Loại phản ứng này người ta gọi là phản ứng tự chỉ thị

Loại chất chỉ thị này dùng để nhận biết lượng thuốc thử

thừa ra một ít (1 - 2 giọt) trong quá trình chuẩn độ

Ví dụ: Hồ tinh bột dùng làm chỉ thị để nhận ra I2

I 2 + 2Na 2 S 2 O 3 ⇌ 2NaI + Na 2 S 4 O 6

Đến điểm tương đương, dung dịch sẽ mất màu xanh

Trang 48

2 Chất chỉ thị oxi – khử

2.2 Chất chỉ thị từ bên ngoài

b Chất chỉ thị oxi hóa – khử

Chất chỉ thị là những chất oxi hóa hoặc khử mà dạng

oxi hóa và dạng khử của nó có màu khác nhau

Màu của chất chỉ thị phụ thuộc vào thế oxi hóa – khử

của dung dịch: Ind Ox + ne ⇌ Ind Kh

E = E + 0,059

n lg

[Ind ][Ind ]

± 0,059/n rất nhỏ nên E ≈ E0

Ind

Trang 49

Cho: E0(Ce4+/Ce3+) = 1,45; E0(Fe3+/Fe2+) = 0,77

Vt= Vn→ Edd = E(Ce4+/Ce3+) = E(Fe3+/Fe2+)

Trước điểm tương đương:

Edd = E(Fe3+/Fe2+) = E0(Fe3+/Fe2+) + 0,0592lg([Fe3+]/[Fe2+]

Trang 50

3 Đường chuẩn độ

Sau điểm tương đương:

Tại điểm tương đương:

Trang 51

Tại điểm tương đương trong trường hợp bất kỳ

Trong trường hợp tổng quát ta có phản ứng:

n 2 Ox 1 + n 1 Kh 2 ⇌ n 2 Kh 1 + n 1 Ox 2

E = E + 0.0592

n lg

[Ox ][Kh ]

E = E + 0.0592

n lg

[Ox ][Kh ]

Trang 52

Tại điểm tương đương, ta có:

n n

101

E đ = E + 0.0592

[Ox ] [Kh ]

→ Eđ n = E n + 0.0592lg[Ox ]

[Kh ]

Trang 53

= n E + n E

103

Vậy điện thế ở điểm tương đương như sau:

Trang 54

Gần điểm tương đương, Edd biến đổi mạnh → Bước

nhảy trên đường định phân

∆E0 của 2 cặp oxi hóa khử càng lớn thì bước nhảy E

dung dịch Ce4+0,1M Biết rằng, khi kết thúc chuẩn độ,

E(dd) = 1,257V

Cho E0(Fe3+/Fe2+) = 0,77V E0(Ce4+/Ce3+) = 1,44V

Định dạng
Số trang	114
Dung lượng	1,64 MB