TIEU LUAN HOA PHAN TICH TUYEN LE

I.4. Các phương pháp chuẩn độ: I.4.1. Phương pháp pemanganat: Phương pháp pemanganat dựa trên cơ sở các phản ứng oxi hóa các chất khử bằng ion pemanganat trong môi trường axit, bazo hay trung tính. Trong môi trường axit: V. Trong môi trường trung tính: V Trong môi trường kiềm: V. Phạm vi ứng dụng: • Chuẩn độ trực tiếp bằng KMnO4 các chất trong môi trường axit như: V3+ thành V5+, Ce3+ thành Ce4+, chuẩn độ H2O2 thành O2, thành . • Định lượng chất khử qua phản ứng với Fe3+ sau đó chuẩn độ lượng Fe2+ còn dư dùng để chuẩn độ các chất khử mà gặp khó khăn khi chuẩn độ trực tiếp. Ví dụ như: Cr2+ thành Cr3+, Ti3+ thành Ti4+, ... • Định lượng gián tiếp chất khử dùng pemanganat dư dùng để chuẩn độ các chất khử không thể chuẩn độ trực tiếp được. • Định lượng gián tiếp chất oxi hóa dùng chất khử dư. • oxalat bằng pemanganat. I.4.2 Phương pháp đicromat: V. Phương pháp này chủ yếu dùng để chuẩn độ Fe(II): Phạm vi ứng dụng: • Phản ứng này có thể dùng chuẩn độ ngược chiều chất oxi hóa. • Có thể định lượng chất thử bằng phương pháp chuẩn độ thế hoặc chuẩn độ ngược: • Cho chất khử phản ứng với muối Fe3+ dư và chuẩn độ lượng Fe2+ tạo thành bằng . • Nếu chất khử phản ứng chậm với Fe3+ thì thêm K2Cr2O7 dư, lấy chính xác, sau đó chuẩn ngược bằng dung dịch chuẩn Fe(II). I.4.3 Phương pháp iot: • Phương pháp này dựa trên cơ sở các quá trình oxi hóa, khử biến iot tự do thành iotdua và ngược lại: I2 + I ⇌ Phạm vi ứng dụng: • Định lượng các chất khử hoặc các chất oxi hóa. Một trong các chất khử được dùng để định lượng trong phương pháp này là Na2S2O3. Để chính xác người ta dung chỉ thị là hồ tinh bột. • Cho các chất oxi hóa tác dụng với KI dư sau đó chuẩn độ lượng iot giải phóng ra bằng Na2S2O3. • Có thể thêm dư dung dịch chuẩn iot vào chất khử sau đó chuẩn độ iot dư bằng dung dịch chuẩn Na2S2O3. Phản ứng quan trọng là: . I.5. Chất oxi hóa mạnh : I.5.1. Kali permanganat Kali permanganat là một chất oxi hóa mạnh và dễ sử dụng bởi vì nó có thể sử dụng trong cả môi trường acid, bazo lẫn trung tính. Nó được ứng dụng rỗng rãi trong nhiều lĩnh vực. Trong môi trường acid, kali permanganat bị khử thành ion Mn2+ theo phương trình sau đây: MnO4 + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4H2O ; E0 = 1,51V Trong môi trường trung tính, kali permamganate bị khử thành mangan dioxit và oxit này lại đóng vai trò là một tác nhân oxi hóa. MnO4 + 2H+ + 3e  MnO2 +2H2O ; Eo = 1,68V Ngoài ra, trong môi trường bazo, tính chất oxi hóa của ion permanganat được thể hiện khi nó bị khử thành ion manganat: MnO4 + e  MnO42 ; Eo = 0,67 V Trong thí nghiệm xác định tác nhân khử sử dụng KMnO4, dung dịch chuẩn được chuẩn bị bằng cách hòa tan một lượng thừa nhỏ so với khối lượng tính toán được trong một thể tích nước cần dùng, đun sôi trong nửa giờ hoặc hơn và lọc bỏ lượng kết tủa MnO2. Dung dịch thu được sau đó được chuẩn hóa lại bằng natri oxalat (chất chuẩn chính). Do vậy, KMnO4, không được xem là chất chuẩn chính, là một hạn chế lớn. Ngoài ra, khi chuẩn bị, dung dịch của nó cần được lọc kết tủa MnO2 sau một thời gian bảo quản. Hơn nữa, dung dịch của nó cần được bảo quản trong tối vì sự tạo thành MnO2 được xúc tác bởi ánh sáng. Sự chuẩn hóa KMnO4 bởi acid oxalic được thể hiện trong phương trình hóa học sau đây: 5C2O42 + 2MnO4 + 16H+  10CO2 + 2Mn2+ + 8H2O Sự oxi hóa của ion oxalat với ion permanganat ở nhiệt độ thường xảy ra chậm và do đó phản ứng cần đun nóng. Điểm kết thúc được nhận biết bằng màu hồng được tạo ra trong dung dịch bởi giọt thừa đầu tiên của chất oxi hóa được thêm vào. Theo cách này KMnO4 đóng vai trò là chất chỉ thị tự thân (seft indicator). Tính chất này cũng chính là một lợi thế của KMnO4. Chỉ 0.01 ml dung dịch kali permanganat trong 100 ml nước là có thể quan sát được màu của nó. Nếu dung dịch permanganat quá loãng, thì diphenylamin sunphonic acid hoặc phức phenatrolin Fe(II)rên, một tính chất hữu ích của kali permanganat là màu tím so với giá của dung dịch Cerium(IV) có thể được thêm vào để làm rõ nét điểm cuối. Điểm cuối của permanganat không bền bởi vì lượng dư ion permanganat sẽ phản ứng chậm với mangan(II) có nồng độ tương đối cao xuất hiện ở điểm cuối của quá trình chuẩn độ. 2MnO4 + 3Mn2+ + 2H2O → 5MnO2 ↓ + 4H+ Chất oxi hóa này thường được sử dụng để phân tích ion sắt (II), Asen(III), H2O2 và NO2 được thể hiện trong các phương trình hóa học tương ứng dưới đây:

BỘ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO

TRƯỜNG ĐẠI HỌC VINH

Nghệ An, tháng năm 2020

MỤC LỤC

MỞ ĐẦU 3

I CƠ SỞ LÍ THUYẾT 4

I.1 Trường hợp khi hệ số hợp thức của dạng oxi hoá và dạng khử liên hợp của cả hai cặp oxi hoá - khử là như nhau 4

I.1.1 Chuẩn độ chất khử bằng chất oxi hoá 4

I.1.2 Chuẩn độ chất oxi hoá bằng chất khử 5

I.2 Trường hợp khi hệ số hợp thức của dạng oxi hoá và dạng khử liên hợp của ít nhất 1 trong 2 cặp oxi hoá - khử khác nhau 6

I.3 Chuẩn độ từng nấc: 8

I.4 Các phương pháp chuẩn độ: 8

I.4.1 Phương pháp pemanganat: 8

I.4.2 Phương pháp đicromat: 9

I.4.3 Phương pháp iot: 9

I.5 Chất oxi hóa mạnh : 10

I.5.1 Kali permanganat 10

I.5.2 Muối Cerium (IV) 11

I.5.3 Kali dichromat 11

I.5.4 Kali bromat 12

I.5.5 Kali iodate 13

I.5.6 Iod 14

I.6 Tác nhân khử : 15

I.6.1 Sắt 15

I.6.2 Chromium (II) và titanium (III) 15

II CÁC BÀI TOÁN ỨNG DỤNG TRONG DẠY HỌC THPT 16

II.1 Dạng 1 : Tính toán kết quả phân tích với việc chấp nhận dừng chuẩn độ đúng ĐTĐ 16

II.2 Dạng 2 : Tính thế điện cực tại điểm cuối chuẩn độ 19

II.3 Dạng 3 : Tính sai số chuẩn độ 20

II.4 Dạng 4 : Vẽ đường chuẩn độ, tính bước nhảy chuẩn độ, chọn chỉ thị 21

III ỨNG DỤNG TRONG THỰC TIỄN 24

III.1 Xác định vitamin C bằng phương pháp chuẩn độ iod 24

III.1.1 Cơ sở của phương pháp 24

III.1.2 Quy trình xác định hàm lượng vitamin C có trong mẫu thực phẩm: 25

III.1.3 Tính toán nồng độ vitamin C: 26

III.2 Phương pháp permanganat xác định Fe2+ Xác định chỉ số permanganat trong nước 27

III.2.1 Nguyên tắc phương pháp : 27

III.2.2 Tiến hành thí nghiệm : 27

III.2.3 Phân tích chỉ số Permanganat trong nước TCVN 6186:1996 28

III.2.4 Một số lưu ý khi làm chuẩn độ 30

III.2.5 Kết luận: 30

KẾT LUẬN 31

TÀI LIỆU THAM KHẢO 32

MỞ ĐẦU

Hóa học phân tích nói chung và đặc biệt là cân bằng oxi hóa khử trong dungdịch nói riêng, có vai trò quan trọng trong quá trình giảng dạy môn hoá học ở trườngtrung học phổ thông (THPT), đặc biệt đối với các trường chuyên và luyện thi học sinhgiỏi Nội dung này cũng đã được đưa vào trong chương trình sách giáo khoa (SGK) 12nâng cao nhưng với thời lượng ít và nội dung kiến thức cũng hết sức đơn giản Để rútngắn khoảng cách giữa nội dung kiến thức được học ở các trường chuyên và nội dungthi Olympic cần thiết phải trang bị cho cả giáo viên (GV) và học sinh (HS) một số kiếnthức nâng cao, nhưng vẫn đảm bảo mức độ hợp lý, phù hợp với trình độ học sinh phổthông

Bên cạnh đó cân bằng oxi hóa khử trong dung dịch được ứng dụng rộng rãi trong thực tiễn Ta có thể xác định được thành phần chất trong mẫu thực phẩm hay xác định hàm lượng chất có trong mẫu nước và nó còn liên quan đến nhiều lĩnh vực khác

Tôi xin cảm ơn PGS.TS Đinh Thị Trường Giang, người Thầy đã nhiệt tình giảng

dạy và chỉ bảo cho tôi về bộ môn hóa Phân tích và cũng là người động viên tôi viết

tiểu luận : “Cân bằng oxi hóa khử trong dung dịch, các bài toán ứng dụng trong dạy học và các ứng dụng trong thực tiễn”.

Nội dung tiểu luận này gồm có 3 phần chính :

(1) : Cơ sở lý thuyết chung về cân bằng oxi hóa khử trong dung dịch.

(2) : Các bài toán ứng dụng trong dạy học ở THPT.

(3) : Một số ứng dụng trong thực tiễn.

Mặc dù đã cố gắng, nhưng do kinh nghiệm và kiến thức có hạn, nên việc viết tiểu luận này sẽ còn sai sót Rất mong quý Thầy - Cô và các bạn góp ý thêm

Tác giả

I CƠ SỞ LÍ THUYẾT

Trong phương pháp chuẩn độ oxi hoá - khử, thế của dung dịch sẽ thay đổi theothể tích của dung dịch chuẩn thêm vào dung dịch cần chuẩn độ Đường biểu diễn thếcủa dung dịch theo thể tích của dung dịch thêm vào được gọi là đường cong chuẩn độhay đường định phân

Để tính thế của dung dịch chuẩn độ cần căn cứ vào thời điểm kết thúc chuẩn độ:

 Trước và sau điểm tương đương (ĐTĐ), thế của dung dịch được tính theo thếcủa cặp oxi hoá khử liên hợp còn dư

 Tại ĐTĐ, thế của dung dịch được tính theo thế của cả 2 cặp oxi hoá - khử liênhợp

I.1 Trường hợp khi hệ số hợp thức của dạng oxi hoá và dạng khử liên hợp của cả hai cặp oxi hoá - khử là như nhau.

Trong trường hợp này số electron trao đổi trong các nửa phản ứng oxi hoá vàkhử có thể bằng hoặc khác nhau

I.1.1 Chuẩn độ chất khử bằng chất oxi hoá

Giả sử ta chuẩn độ V0 ml dung dịch chất khử Kh2 C0 mol/l bằng chất oxi hoá

2 là thế điều kiện của các cặp oxi hoá - khử Ox1/Kh1 , Ox2/Kh2

Nên tỷ số mol P = và sai số q = P – 1

Chia 2 số hạng dưới log của (II.2) với ta có:

C V

V V

0 0 0

lg

CV E

Thay P và q vào (II.6) ta có: E = (II.7)

Từ các giá trị thực nghiệm dựa vào các công thức (II.2), (II.5) và (II.6) có thểlập bảng liên hệ giữa E - V và xây dựng được đường chuẩn độ (bài tập cụ thể sẽ trìnhbày ở phần sau)

I.1.2 Chuẩn độ chất oxi hoá bằng chất khử.

Giả sử ta chuẩn độ V0 ml dung dịch chất oxi hoá Ox1 C0 mol/l bằng chất khử

lg[Kh ]

E n

lg[Kh ]

E n

1 2 0 0

0,059lgn

CV C V E

C V

V V 0

CV

V V

Nên tỷ số mol P = và sai số q = P – 1

Chia 2 số hạng dưới log của (II.8) với ta có:

E = (II.9)

Tương tự, thế của hệ là thế hỗn hợp được tính theo cả hai cặp điện hoạt:

Thay P và q vào (II.10) ta có: E = (II.11)

I.2 Trường hợp khi hệ số hợp thức của dạng oxi hoá và dạng khử liên hợp của ít nhất 1 trong 2 cặp oxi hoá - khử khác nhau.

lg[Kh ]

E n

0,059lgn

C V CV E

C V

V V

0 0 1

lg[Kh ]

lg

n CV- n

C V E

với pH = 0 hay [H+] = 1 M và thay (II.14) vào (II.15) ta được:

tại ĐTĐ 6CVTĐ = C0V0 → → [Fe3+]TĐ =

*) Sau ĐTĐ: dư , thế được tính theo phương trình:

0

CV

V V

0 0 0

C V

V V

Ð 0

T

CV

V V

0 0 0

C V

V V

0 0 0

10,059lg

Fe Fe

q E

2 /

0,059lg

Cr O Cr

Cr O E

V V  C C

0 0

66

về nguyên tắc có thể chuẩn độ riêng các ion trong hỗn hợp Sn2+ và Fe2+ bằng Ce4+ bởi

vì nên khi chuẩn độ bằng Ce4+ thì ban đầu Sn4+

bị chuẩn độ trước Thế tại ĐTĐ thứ nhất:

Để tính thế tại các thời điểm, từ đó thiết lập đường chuẩn độ ta sử dụng:

0, 059lg

Cr O Cr

Cr O E

C V

V V

0 0 0

0 2

/ 2

0 0

C VCV-

 Các phương trình bảo toàn electron xuất phát từ các sản phẩm của từng nấcchuẩn độ trong sự có mặt các chất tham gia phản ứng.

 Các phương trình Nernst của hai hệ liên hợp

 Các phương trình bảo toàn nồng độ của hai chất tham gia chuẩn độ

I.4 Các phương pháp chuẩn độ:

I.4.1 Phương pháp pemanganat:

Phương pháp pemanganat dựa trên cơ sở các phản ứng oxi hóa các chất khửbằng ion pemanganat trong môi trường axit, bazo hay trung tính

Trong môi trường axit: MnO4  8H 5e Mn2 4H O2

1,51

MnO Mn

E 



V.Trong môi trường trung tính:

E  

VTrong môi trường kiềm: MnO4  e MnO42

  4 2

0 0,57

MnO MnO

E 



 V

 Phản ứng này có thể dùng chuẩn độ ngược chiều chất oxi hóa

 Có thể định lượng chất thử bằng phương pháp chuẩn độ thế hoặc chuẩn độ ngược:

 Cho chất khử phản ứng với muối Fe3+ dư và chuẩn độ lượng Fe2+ tạo thành bằng

2 7

Cr O

 Nếu chất khử phản ứng chậm với Fe3+ thì thêm K2Cr2O7 dư, lấy chính xác, sau

đó chuẩn ngược bằng dung dịch chuẩn Fe(II)

I.4.3 Phương pháp iot:

 Phương pháp này dựa trên cơ sở các quá trình oxi hóa, khử biến iot tự do thành iotdua và ngược lại:

 Định lượng các chất khử hoặc các chất oxi hóa

Một trong các chất khử được dùng để định lượng trong phương pháp này là Na2S2O3

Để chính xác người ta dung chỉ thị là hồ tinh bột

 Cho các chất oxi hóa tác dụng với KI dư sau đó chuẩn độ lượng iot giải phóng

I.5 Chất oxi hóa mạnh :

I.5.1 Kali permanganat

Kali permanganat là một chất oxi hóa mạnh và dễ sử dụng bởi vì nó có thể sử dụngtrong cả môi trường acid, bazo lẫn trung tính Nó được ứng dụng rỗng rãi trong nhiềulĩnh vực

Trong môi trường acid, kali permanganat bị khử thành ion Mn2+ theo phương trìnhsau đây:

MnO4- + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4H2O ; E0 = 1,51VTrong môi trường trung tính, kali permamganate bị khử thành mangan dioxit vàoxit này lại đóng vai trò là một tác nhân oxi hóa

MnO4- + 2H+ + 3e  MnO2 +2H2O ; Eo = 1,68VNgoài ra, trong môi trường bazo, tính chất oxi hóa của ion permanganat đượcthể hiện khi nó bị khử thành ion manganat:

MnO4- + e  MnO42- ; Eo = 0,67 VTrong thí nghiệm xác định tác nhân khử sử dụng KMnO4, dung dịch chuẩnđược chuẩn bị bằng cách hòa tan một lượng thừa nhỏ so với khối lượng tính toán đượctrong một thể tích nước cần dùng, đun sôi trong nửa giờ hoặc hơn và lọc bỏ lượng kếttủa MnO2 Dung dịch thu được sau đó được chuẩn hóa lại bằng natri oxalat (chất chuẩnchính) Do vậy, KMnO4, không được xem là chất chuẩn chính, là một hạn chế lớn.Ngoài ra, khi chuẩn bị, dung dịch của nó cần được lọc kết tủa MnO2 sau một thời gianbảo quản Hơn nữa, dung dịch của nó cần được bảo quản trong tối vì sự tạo thànhMnO2 được xúc tác bởi ánh sáng Sự chuẩn hóa KMnO4 bởi acid oxalic được thể hiệntrong phương trình hóa học sau đây:

5C2O42- + 2MnO4- + 16H+  10CO2 + 2Mn2+ + 8H2O

Sự oxi hóa của ion oxalat với ion permanganat ở nhiệt độ thường xảy ra chậm và do đóphản ứng cần đun nóng Điểm kết thúc được nhận biết bằng màu hồng được tạo ra

trong dung dịch bởi giọt thừa đầu tiên của chất oxi hóa được thêm vào Theo cách nàyKMnO4 đóng vai trò là chất chỉ thị tự thân (seft indicator) Tính chất này cũng chính làmột lợi thế của KMnO4 Chỉ 0.01 ml dung dịch kali permanganat trong 100 ml nước là

có thể quan sát được màu của nó Nếu dung dịch permanganat quá loãng, thìdiphenylamin sunphonic acid hoặc phức phenatrolin Fe(II)rên, một tính chất hữu íchcủa kali permanganat là màu tím so với giá của dung dịch Cerium(IV) có thể đượcthêm vào để làm rõ nét điểm cuối Điểm cuối của permanganat không bền bởi vì lượng

dư ion permanganat sẽ phản ứng chậm với mangan(II) có nồng độ tương đối cao xuấthiện ở điểm cuối của quá trình chuẩn độ

2MnO4- + 3Mn2+ + 2H2O → 5MnO2 ↓ + 4H+

Chất oxi hóa này thường được sử dụng để phân tích ion sắt (II), Asen(III), H2O2

và NO2- được thể hiện trong các phương trình hóa học tương ứng dưới đây:

5Fe2+ + MnO4- + 8H+  5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O5As2O3 + 4MnO4- + 12H+  5As2O5 + 4Mn2+ + 6H2O2H2O2 + 2MnO4- + 6H+  5O2 + 2Mn2+ + 8H2O5NO2- + 2MnO4- + 6H+  5NO3- + 2Mn2+ + 3H2O

I.5.2 Muối Cerium (IV)

Cerium(IV) sulfat là những tác nhân oxy hóa rất mạnh trong môi trường acid, cácbán phản ứng cho hai loại ion này được viết như sau:

Ce4+ + e  Ce3+

Giá trị Eo là 1.70 V trong dung dịch HClO4; 1.60 V trong dung dịch HNO3 và 1.42

V trong dung dịch H2SO4 Ceric sulfat là chất chuẩn chính và dung dịch của nó có độbền đáng kể Nó có thể được bảo quản vô thời hạn và có thể được sử dụng để xác địnhnồng độ của chất khử trong sự hiện diện của acid clohidric với nồng độ cao, trái ngượcvới kali permanganat Thuốc thử có thể có màu vàng đậm và nếu dung dịch không quáloãng thì điểm cuối chuẩn độ được nhận biết mà không cần chất chỉ thị Mặc dù dungdịch cerium(IV) có nhiều ưu điểm hơn dung dịch permanganat, nhưng permanganat lạiđược dùng phổ biến hơn Nguyên nhân chính vì màu của dung dịch permanganat đủbền để sử dụng như một chất chỉ thị trong các quá trình chuẩn độ Màu của dung dịchCerium(IV) là vàng cam, nhưng màu của của nó không bền để đóng vai trò như mộtchất chỉ thị trong quá trình chuẩn độ Do đó, nó không được sử dụng như là một thuốcchất chỉ thị tự thân và nó thường phù hợp sử dụng với các chất chỉ thị tương thích nhưferroin, acid N-phenylanthranilic hoặc 5,6-dimetylferroin

Dung dịch Cerium (IV) được chuẩn hóa với aesenic (III) oxide hoặc dung dịchnatri oxalate Dung dịch Cerium (IV) có thể được chuẩn bị bằng cách hòa tan cerium(IV) sulfate nhưng thường sử dụng là ammonium hexanitraocerate (NH4)2[Ce(NO3)6]

I.5.3 Kali dichromat

Là một chất oxi hóa mạnh trong môi trường acid, quá trình khử được thể hiện theophương trình dưới đây:

Cr2O72- + 14H+ + 6e  2Cr3+ + 7H2O; Eo = 1.33 VIon cromat bị khử đến ion crom(III) có màu xanh lục Chuẩn độ đicromatthường được thực hiện trong các dung dịch có nồng độ khoảng 1M với sự có mặt của

acid hydrocloric hay acid sunfuric Trong các dung dịch này, điện thế hình thức chobán phản ứng là từ 1.0 đến 1.1 V.

Các dung dịch kali dicromat tương đối bền và có thể đun nóng mà không bịphân hủy So với tác nhân oxi hóa như permanganat và cerium(IV) thì kali đicromat cómột số nhược điểm là nó nằm ở thế điện cực thấp hơn và phản ứng xảy ra tương đốichậm khi tương tác với một số thuốc thử

Kali dichromate là chất chuẩn chính và có thể tìm kiếm được ở trạng thái tinhkhiết cao Vì vậy dung dịch chuẩn của nó có thể được chuẩn bị bằng cách cân trựctiếp Diểm cuối của quá trình chuẩn độ với ion dichromate được nhận biết trực tiếpbằng cách sử dụng chất chỉ thị oxi hóa khử thích hợp như diphenylamine, sodiumdiphenylamine sulfate và N-phenylahthranilic acid, …Màu vàng của dung dịchdicromat không đủ nhạy cảm để phát hiện điểm cuối Diphenylamin sulfonic acid làmột chỉ thị tuyệt vời cho các quá trình chuẩn độ với dicromat Dạng oxy hóa của chỉthị có màu tía, và dạng khử thì về cơ bản là không màu Do đó trong phép chuẩn độtrực tiếp màu quan sát được sẽ chuyển từ màu xanh lục của ion crom(III) sang màu tía

Tuy nhiên, kali dichromate là tác nhân oxi hóa yếu hơn KMnO4, nó có thể được

sử dụng trong môi trường acid để xác định hầu hết các hợp chất có thể chuẩn độ vớiKMnO4 Potassium dichromate có ưu điểm hơn permaganate ở chỗ nó không oxi hóaion chloride và do đó có thể được sử dụng để xác định ion sắt (II) trong dung dịchHCl Việc xác định ion sắt (II) được xem là ứng dụng quan trọng nhất của K2Cr2O7

Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ → 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2OPhản ứng của dicromat với ion Fe(II) đã được sử dụng rộng rãi cho việc xác định giántiếp một số tác nhân oxy hóa đa dạng Trong những ứng dụng này một lượng dư đođược của dung dịch Fe(II) được thêm vào một dung dịch mang tính acid của chất phântích Lượng dư Fe(II) sau đó được chuẩn độ ngược với chất chuẩn kali dicromat.Phương pháp này đã được ứng dụng cho việc xác định các ion nitrat, clorat,permanganat, và dicromat, cũng như đối với các peroxit hữu cơ và nhiều tác nhân oxyhóa khác

I.5.4 Kali bromat

Nó cũng là chất oxi hóa mạnh trong môi trường acid

BrO3- + 6H+ + 6e  Br- + 3H2O; Eo = 1.44 VKali bromat là chất chuẩn tiêu biểu chính đóng vai trò là thuốc thử có thể sử dụng ởdạng tinh khiết Dung dịch chuẩn tiêu biểu của nó có thể được chuẩn bị bằng cách cântrực tiếp điểm cuối của chuẩn độ với ion bromat được biểu thị bởi màu vàng đậm dobrom đơn chất được tạo ra từ lượng thừa nhỏ của thuốc thử thêm vào

BrO3- + 6H+ +5Br-  3Br2 + 3H2OĐiểm cuối của chuẩn độ có thể được xác định bằng sự đổi màu bất thuận nghịchcủa chất chỉ thị màu azo như methyl da cam, methyl đỏ,…bởi bromine Thuốc thử nàyđược sử dụng trong việc xác dịnh các ion arsenic (III), antimoyl (III), tin (II),hydrazine,… trong dung dịch HCl Phản ứng xảy ra được thể hiện bằng các phươngtrình phản ứng dưới đây:

3As3+ (Sb3+) + BrO3- + 6H+  3As5+ (Sb5+) + Br- + 3H2O;

3Sn2+ + BrO - + 6H+  3Sn4+ + Br- +3HO;

2I- + Br2 → I2 + 2Br

-Lượng iot giải phóng được chuẩn với chất chuẩn natri thiosunfat Đối với việc xácđịnh các hợp chất hữu cơ, brom được đưa vào một phân tử hữu cơ bằng các phản ứngthế hoặc phản ứng cộng

I.5.5 Kali iodate

Hợp chất này được tinh chế tinh khiết và do đó, nó được sử dụng là chất chuẩn cơbản bởi vì dung dịch chuẩn của nó có thể chuẩn bị bằng cách cân khối lượng trực tiếp.phản ứng của ion iodate với iodide giống với phản ứng bromate – bromide

IO3- + 5I- + 6H+  3I2 +3H2OTrong dung dịch HCl (3-6M), sự khử của ion iodate tạo thành Iod monochloride vàdưới những điều kiện này thì nó thể hiện ứng dụng tối đa

IO3- + 2I2 + 6H+  5I+ + 3H2OIod tự do được giải phóng ra ở giai đoạn trung gian nhưng vì lượng iodate thêmvào nhiều nên Iod bị oxi hóa thành Iod monochloride và màu sẫm tối (do sự tạo thànhIod) của dung dịch dần dần mất đi Phản ứng này có ứng dụng trong việc xác địnhnhiều tác nhân khử Tinh bột không được sử dụng như chất chỉ thị vì màu xanh củaphức tinh bột -Iod không được hình thành trong dịch dịch có nồng độ acid lớn carbontetrachloride hay chloroform được thêm vào dung dịch được chuẩn độ trong cốc đựnghình nón có nắp đậy điểm cuối chuẩn độ được ghi nhận bởi sự biến mất của dấu vếtcuối cùng của màu tím từ dung môi hữu cơ Phương pháp này có nhược điểm là cầnphải lắc mạnh sau khi thêm từng phần của chất oxi hóa.

I.5.6 Iod

Cặp oxi hóa – khử I2/2I- có mức oxi hóa trung bình Trong khi Iod là chất oxi hóa yếuthì iodide là chất khử tương đối yếu vì vậy cặp oxi hóa – khử I2/I- có thể được sử dụngtrong việc xác định cả chất oxi hóa lẫn chất khử

I2 + 2e  2I- Eo = 0,54V

I2 + red  2I- + OxNếu cặp oxi hóa - khử cần được xác định có thế điện cực chuẩn thấp hơn 0.54 V thìphẩn ứng xảy ra theo hướng phải (hoặc Iod sẽ oxi hóa dạng khử của hợp chất) trongtrường hợp cặp oxi hóa – khử cần được xác định có thế điện cực chuẩn cao hơn 0.54

V, phản ứng xảy ra theo hướng trái (hoặc iodide sẽ bị oxi hóa bởi dạng oxi hóa củahợp chất)

Iod ít tan trong nước nên dung dịch nước của nó được pha chế bằng cách thêmpotassium iodide Do đó, trong dung dịch Iod tồn tại ở dạng ion tri-Iod I3-, nhưng đểđơn giản, Iod được biểu diễn đơn giản là I2 trong phản ứng của nó

I2 + 2I-  2I

3-Iod hòa tan chậm trong các dung dịch kali iođua, đặc biệt nếu nồng độ củaiodua thấp Để có dung dịch đồng ly, iod luôn được hòa tan trong một lượng nhỏ dungdịch kali iodua có nồng độ cao Hòa tan iod trong dung dịch kali iodua phải tiến hànhchậm và tỉ mỉ, không được pha loãng hỗn hợp cho đến khi tinh thể iot cuối cùng tanhết, nếu không thì phân tử lượng của của dung dịch loãng sẽ dần tăng lên theo thờigian Để loại bỏ yếu tố bất lợi này bằng cách lọc dung dịch trước khi tiến hành chuẩn

Sự oxi hóa không khí của iot có thể gây ra sự thay đổi phân tử lượng của dung dịch iot

4I- + O2(khí) + 4H+ ↔ 2I2 + 2H2O

Sự oxi hóa không khí tăng lên khi có mặt của acid, ánh sáng và nhiệt độ

Dung dịch Iod được chuẩn hóa bằng arsenous oxide (một loại chất chuẩn cơbản) hoặc sodium thiosulfate Tinh bột thường được sử dụng là chất chỉ thị, theo đódung dịch sẽ chuyển sang màu xanh tại điểm cuối chuẩn độ

Trong số các chất có thể được chuẩn độ trực tiếp với dung dịch Iod tiêu chuẩngồm hydrogen sulfide, stannous, arsenite and sulfurous acid

I2 + H2S  S + 2I- + 2H+

Sn2+ + I2  Sn4+ + 2I

2Cu2+ + 4I-  I2 + 2CuIMnO4 + 4I- + 4H+  Mn2+ + 2I2 + 2H2O

thời gian dài Và cũng vì lí do này mà chuẩn độ iodometric phổ biến trong việc xác

định tác nhân oxi hóa Tuy nhiên, tác nhân khử mạnh hơn Iod thỉnh thoảng được yêucầu

I.6.1 Sắt

Là chất khử yếu Sắt (II) bị oxi hóa chậm bởi không khí trong dung dịch acidsulfuric

Fe3+ + 1e  Fe2+ Eo = 0,77VDung dịch chuẩn của sắt(II) được chuẩn bị từ muối Mohr FeSO4.(NH4)2SO4.6H2O

và được chuẩn hóa bằng chất chuẩn cơ bản K2Cr2O7 hoặc bằng chuẩn độ với chấtchuẩn là dung dịch KMnO4 hoặc dung dịch cerium (IV) Điểm cuối trong chuẩn độchứa sắt(II) được nhận biết bằng chất chỉ thị oxi hóa – khử chẳng hạn như ferroin, N-phenyl anthranilic acid,… trong sự có mặt của acid sulfuric đậm đặc tại 0oC, sắt(II)được sử dụng để xác định ion nitrate, hợp chất nitro, indophenol,…

I.6.2 Chromium (II) và titanium (III)

Hai ion này là hai tác nhận khử rất hiệu dụng, nhưng chúng dễ dàng bị oxi hóa bởikhông khí và do đó rất khó thao tác Phản ứng khử và thế điện cực chuẩn được thểhiện theo các phương trình dưới đây:

Cr3+ + e  Cr2+ Eo =  0,41V

TiO22+ + 2H+ + e  Ti3+ + H2O Eo = 0,04V

Chromium (II) được sử dụng để chuẩn đọ các dạng oxi hóa của đồng, sắt, bạc,vàng, bismuth, uranium, tungsten,… Tuy nhiên, titanium (III) được sử dụng để chuẩn

độ sắt (III), đồng (II), tin(IV), chromate, vandate và chlorate

II CÁC BÀI TOÁN ỨNG DỤNG TRONG DẠY HỌC THPT

II.1 Dạng 1 : Tính toán kết quả phân tích với việc chấp nhận dừng chuẩn độ đúng ĐTĐ.

Bài 1 : Hòa tan 1,805 gam quặng sắt trong HCl Khử Fe3+ thành Fe2+, pha loãng vớinước rồi chuẩn độ Fe2+ hết 20,15 ml K2Cr2O7 có độ chuẩn theo Fe là 0,0025 Tính hàmlượng % Fe trong quặng?