http://www.ebook.edu.vn 34 Chương 2: HÓA HỌC PHÂN TÍCH ĐỊNH LƯỢNG 2.1. Phương pháp phân tích thể tích 2.1.1. Khái niệm chung a. Nguyên tắc Dựa vào thể tích và nồng độ các chất tác dụng vừa đủ với nhau (tương đương nhau) để xác định hàm lượng các chất cần tìm. Ví dụ: Muốn xác định nồng độ dung dịch NaOH ta lấy V thể tích dung dịch NaOH cho tác dụng với dung dịch HCl đã biết nồng độ. Gọi V’ là thể tích dung dịch HCl vừa dùng hết, khi đó: V . N NaOH = V’. N HCl (2-1) - Dung dịch tiêu chuẩn: là dung dịch đã biết chính xác nồng độ của nó. - Dung dịch chuẩn độ: là dung dịch chưa biết nồng độ. Ta dùng dung dịch tiêu chuẩn để xác định nó. - Điểm tương đương: là điểm khi dung dịch tiêu chuẩn và dung dịch chuẩn độ tác dụng vừa đủ với nhau. Người ta xác định điểm tương đương bằng chất chỉ thị màu. Trong th ực tế điểm dừng chuẩn độ có thể không trùng với điểm tương đương và điều đó gây ra yếu tố sai số chuẩn độ. b. Các phương pháp phân tích thể tích Điều kiện phân tích: - Các phản ứng phải xảy ra hoàn toàn theo một phương trình hóa học xác định. - Tốc độ phản ứng phải nhanh. - Không có phản ứng phụ xảy ra. - Có thể xác định được điểm tương đương. Trong thực tế người ta chia ra làm 4 phương pháp chính: - Phương pháp trung hòa. - Phương pháp kết tủa. - Phương pháp phức chất. - Phương pháp oxy hoá khử. c. Nồng độ dung dịch trong phương pháp phân tích thể tích Để biểu thị thành phần của một dung dịch, người ta dùng nồng độ dung dịch. Vậy nồng độ dung dịch là lượng chất tan có trong một lượng xác định dung dịch hoặc dung môi, lượng chất tan lớn tạo dung dịch đậm đặc, ngược lại là dung dịch loãng. * Nồng độ phần trăm theo khối lượng (%): số gam chất tan trong 100 gam dung dịch: 100% ×= dd Ct m m C (2-2) Ví dụ 1: Dung dịch NaOH 20% nghĩa là cứ 100g dung dịch thì có 20g NaOH tan trong đó. * Nồng độ % theo thể tích: Biểu thị số ml chất tan có trong 100ml dung dịch. http://www.ebook.edu.vn 35 Ví dụ 2: Ancol etylic 70 0 nghĩa là trong 100ml dung dịch rượu này cần có 70ml C 2 H 5 OH nguyên chất và 30ml nước. * Nồng độ mol: Số mol chất tan có trong 1 lít dung dịch: )(lV n C dd ct M = (2-3) * Nồng độ đương lượng: Một loại nồng độ khác thường được sử dụng để tính toán trong các phương pháp phân tích thể tích là nồng độ đương lượng được định nghĩa là số đương lượng gam của chất tan trong một lít dung dịch. V n C N ' = (2-4) V: thể tích (lít) n’: số đương lượng gam chất tan có trong dung dịch. Ví dụ 3: Dung dịch HCl 2N: là dung dịch có chứa 2 đương lượng gam hoặc 2 × 36,5g HCl nguyên chất. Áp dụng định luật đương lượng cho các phản ứng trong dung dịch: Giả sử phản ứng : A + B → C Gọi: N A , N B : nồng độ đương lượng gam của 2 dung dịch A và B V A V B : thể tích của 2 dung dịch A và B phản ứng vừa đủ với nhau Theo định luật đương lượng ta có: N A .V A = N B .V B (2-5) Đây là biểu thức toán học áp dụng định luật đương lượng cho dung dịch. * Sự liên quan giữa các loại nồng độ. - Sự liên quan giữa các nồng độ phần trăm (C%): Trộn m 1 gam dung dịch có C 1 % với m 2 gam dung dịch có C 2 %, được dung dịch có C%, ta có: m 1 .C 1 + m 2 .C 2 = (m 1 + m 2 )C (2-6) Nếu pha loãng bằng nước thì coi nồng độ C% của nước bằng 0. - Sự liên quan giữa các nồng độ mol (C M ): V 1 .C 1 M + V 2 .C 2 M = (V 1 + V 2 )C M (2-7) Nếu pha loãng bằng nước thì coi nồng độ C M của nước bằng 0. - Giữa nồng độ mol và nồng độ phần trăm: M dC C M %10 = (2-8) M: khối lượng phân tử chất tan C M : nồng độ mol của dung dịch d: khối lượng riêng của dung dịch C%: nồng độ % của dung dịch http://www.ebook.edu.vn 36 - Giữa nồng độ đương lượng và nồng độ phần trăm của dung dịch: D dC C N %10 = (2-9) D: đương lượng gam - Giữa C M và C N : C N = n.C M (2-10) n: số e mà 1 ptg chất trao đổi d. Các cách chuẩn độ trong phân tích thể tích * Cách chuẩn độ trực tiếp: Thêm từ từ dung dịch chuẩn vào dung dịch định phân, thuốc thử R tác dụng trực tiếp với chất định phân X (dung dịch chuẩn độ) theo phản ứng: R + X → Q + Y Dựa vào thể tích và nồng độ của dung dịch chuẩn. Tính lượng chất X. Ví dụ 1. Xác định N NaOH bằng dung dịch tiêu chuẩn HCl. Tại điểm tương đương: V NaOH . N NaOH = V HCl . N HCl Ví dụ 2. Để chuẩn hóa dung dịch NaOH, người ta hoà tan 1,2600 gam axít oxalic H 2 C 2 O 4 .2H 2 O và nước và thêm nước đến 500,00 ml. Chuẩn độ 25 ml dung dịch thu được hết 12,58 ml NaOH. Tính [NaOH]. Giải: - Tính theo định luật hợp thức (đlht): aA + bB → cC + dD n 0 (tổng mol ban đầu) C A .V A C B .V B Toạ độ phản ứng cực đại: b VC a VC BBAA max == ξ H 2 C 2 O 4 + 2NaOH → Na 2 C 2 O 4 + 2H 2 O n 0 500 25260,1 422 × OCH 1000 58,12. C max ξ 1000.2 58,12. 500 25 . 00,126 260,1 C = Suy ra: )/(07949,0 58,12.00,500.00,126 1000.00,25.260,1.2 ][ lmolNaOH == - Tính theo đương lượng (đlg): Đ OHOC 2422 2.Η = )(00,63 2 00,126 2 . 2422 2 gam M OHOCH == Nồng độ đương lượng của: [H 2 C 2 O 4 ] = N04000,0 00,500 1000 . 00,63 2600,1 = http://www.ebook.edu.vn 37 Nồng độ đương lượng của NaOH = nồng độ mol Suy ra: 422422 OCHOCHNaOHNaOH NVNV × = × ⇔ 12,58. N NaOH = 25,00. 0,04000 ⇒ N NaOH = 0,07949N = 0,07949M * Cách chuẩn độ ngược: Gọi X: là chất cần xác định nồng độ, M là chất đã biết nồng độ, có thể tác dụng với X tạo chất bền. Cho M dư tác dụng với X: M + X → MX Dùng dung dịch tiêu chuẩn Y để xác định lượng M dư: M dư + Y → MY → công thức tính nồng độ chất X như sau: V M . N M = V X . N X + V Y . N Y X YYMM X V NVNV × − × =Ν Ví dụ 3. Để xác định SO 4 2- trong nước ta dùng dung dịch Ba 2+ dư đã biết nồng độ cho tác dụng với SO 4 2- . Giải: Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4 ↓ Sau đó chúng ta dùng dung dịch tiêu chuẩn EDTA chuẩn Ba 2+ dư: Ba 2+ + EDTA = Ba. ADTA EDTAEDTA SOSO BaBa NVNVNV 2 4 2 4 22 + = −−++ → − ++ − − = 2 4 22 2 4 SO EDTAEDTA BaBa SO V NVNV N * Cách chuẩn độ gián tiếp: Chất X là chất cần xác định. Cho M tác dụng với chất X: M + X → MX Xác định M trong MX bằng dung dịch tiêu chuẩn Y: MX + Y → Z từ đó ta có: V X .N X = V Y .N Y = V Z .N Z Ví dụ 4. Để xác định Ca 2+ trong mẫu nước ta cho ion C 2 O 4 2- tác dụng với Ca 2+ tạo kết tủa bền: Giải: Ca 2+ + C 2 O 4 2- → CaC 2 O 4 ↓ Sau đó chuẩn độ bằng dung dịch KMnO 4 trong môi trường axít mạnh: 5CaC 2 O 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5CaSO 4 + 10CO 2 ↑ + 8H 2 O http://www.ebook.edu.vn 38 Ví dụ 5. Để định lượng Cu người ta hoà tan 1,080 gam quặng đồng. Thêm KI dư. Sau đó chuẩn độ iốt giải phóng ra hết 15,65 ml Na 2 S 2 O 3 0,0950M. Tính % Cu trong quặng. Giải: Phương trình phản ứng: 2Cu 2+ + 5I - (dư) → 2CuI↓ + I 3 - Cu 2+ đã bị thế bằng I 3 - . Chuẩn độ I 3 - bằng Na 2 S 2 O 3 : 2S 2 O 3 2- + I 3 - ⇔ S 4 O 6 2- + 3I - - Tính theo đlht: 2Cu 2+ + 5I - → 2CuI↓ + I 3 - n o Cu gm )( max ξ 2.546,63 m Số mol sau phản ứng, n I 3 - + 2S 2 O 3 2- → S 4 O 6 2- + 3I - n o 2.546,63 m 1000 65,15.9050,0 max ξ 2.546,63 m 2.1000 65,15.9050,0 đlht: 2.1000 65,15.0950,0 2.546,63 = m → m = 0,09448g; %Cu = %75,8100 080,1 09448,0 =× - Tính theo quy tắc đlg: 2Cu 2+ + e + I - ⇔ 2CuI ↓ 3I - - 3e ⇔ I 3 - Đ 2 Cu + = M 2 Cu + → số đlg 2 Cu + = Cu m = số đlgI 3 - ; Đ − 3 I = 2 3 − I M I 3 - + 2e → 3I - 2S 2 O 3 2- - 2e → S 4 O 6 2- Đ − 3 I = 2 3 − I M : không thay đổi. Đ −2 2 3 OS = M −2 2 3 OS → [ −2 2 3 OS ] = 0,0950M = 0,0950N Số đlg − 3 I = số đ −2 2 3 OS → số đlg +2 Cu = số đlg[ −2 2 3 OS ] = 1000 65,15.0950,0 http://www.ebook.edu.vn 39 )(09448,0 1000 546,63.65,15.0950,0 1000 65,15.0950,0 gm Cu m ==→= → %Cu = %75,8100 080,1 09448,0 =× 2.1.2. Phương pháp trung hòa a. Cơ sở của phương pháp Phương pháp trung hòa dựa trên cơ sở của phản ứng trung hòa. H + + OH - = H 2 O Ở 298 0 K, chúng ta có tích số ion của nước: K W = [H + ][OH - ] = 10 -14 và pH + pOH = 14 Trong q trình chuẩn độ thì nồng độ H + và OH - thay đổi tức là pH thay đổi. Trong phương pháp này, để xác định nồng độ của bazơ, người ta dùng chất chuẩn là axít mạnh; để xác định nồng độ của axít, người ta dùng chất chuẩn là bazơ mạnh. b. Chất chỉ thị màu dùng trong phương pháp trung hòa Dùng chất chỉ thị màu để nhận biết điểm tương đương. Chất chỉ thị màu dùng trong phương pháp trung hòa là chất chỉ thị axít - bazơ. Đó là những hợp chất hữu cơ biểu lộ tính axít yếu hoặc bazơ yếu có thể thay đổi màu theo pH của dung dịch. Bản thân các chất chỉ thị này là các axít yếu hoặc các bazơ hữu cơ yếu mà ở dạng phân tử hoặ c ion chúng có màu khác nhau. Điều này do sự phân ly hoặc liên hợp của chất chỉ thị kèm theo sự chuyển vị cấu trúc bên trong dẫn đến sự đổi màu. Phản ứng điển hình của chỉ thị axít - bazơ dưới dạng sau: HInd + H 2 O ⇔ H 3 O + + Ind - hoặc: Ind - + H 2 O ⇔ HInd + OH - Trong các dung dịch axít mạnh, chỉ thị HInd là dạng chiếm ưu thế, tương ứng với “màu axít” và Ind - sẽ là “màu kiềm” của nó. Trong các dung dịch kiềm các ion Ind - sẽ chiếm ưu thế tương ứng với “màu kiềm” của chất chỉ thị đó. Ví dụ: Phenolphtalein là một axít hữu cơ yếu, khơng màu trong dung dịch axít và có màu trong mơi trường kiềm. Trong mơi trường kiềm mạnh màu của chúng bị mất chậm. Trong dung dịch nó tồn tại cân bằng: HO HO C COOH C COO - O O + H + Cấu tạo phân tử của phenolphtalein Không màu Đỏ http://www.ebook.edu.vn 40 Bảng 17. Một số chỉ thị axít - bazơ quan trọng Sự biến đổi màu STT Chất chỉ thị Axít Bazơ Khoảng biến đổi pH Loại chỉ thị 1 Methyldacam: MO Đỏ Vàng 2,5 ÷ 4,5 (2) 2 Methyl vàng Đỏ Vàng 2,9 ÷ 4,0 (2) 3 Phenolphtalein: PP Không Đỏ tím 8 ÷ 10 (1) 4 Quỳ tím Đỏ Xanh 6 ÷ 8 (1) 5 Methyl đỏ: MR Đỏ Vàng 4,2 ÷ 6,2 (2) 6 Phenol đỏ Vàng Đỏ 6,4 ÷ 8,0 (1) (1) - Chỉ thị axít; (2) - Chỉ thị kiềm c. Các yếu tố ảnh hưởng đến sự đổi màu của chất chỉ thị * Ảnh hưởng của các ion trong dung dịch: Các chất điện ly trong dung dịch có tác dụng đến màu sắc của chất chỉ thị trên hai khía cạnh: Thay đổi cường độ màu của một trong hai dạng màu của chất chỉ thị; Ảnh hưởng đến cân bằng của chất chỉ thị. Do đó trong nhiều trường hợp phải hiệu chỉnh lại pH của khoảng đổi màu của chất chỉ th ị. * Ảnh hưởng của nhiệt độ: Khi thay đổi nhiệt độ của dung dịch sẽ làm thay đổi sự đổi màu của chất chỉ thị, vì làm thay đổi khả năng phân ly của dung môi, của axít, bazơ, muối và cả của chất chỉ thị. * Ảnh hưởng của dung môi: Khi thay đổi dung môi thì sự phân ly của axít - bazơ thay đổi. Chỉ thị axít - bazơ do đó cũng thay đổi theo dung môi. Đó là nguyên nhân gây nên sự ảnh hưởng của dung môi đến sự đổi màu của chỉ thị. d. Đường chuẩn độ axít mạnh bằng bazơ mạnh hoặc ngược lại Nếu chất chuẩn và chất bị chuẩn là axít mạnh và bazơ mạnh thì có thể hình dung phản ứng axít - bazơ tổng thể bằng phương trình: H 3 O + + OH - = 2H 2 O Ví dụ: Tiến hành khảo sát quá trình chuẩn độ 100 ml dung dịch HCl 0,1N bằng dung dịch NaOH 0,1N. Trong quá trình này, từ buret chúng ta nhỏ từng giọt dung dịch NaOH 0,1N xuống bình nón đựng 100 ml dung dịch HCl 0,1N. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O OH - + H + = H 2 O * Sự biến đổi pH của dung dịch HCl trong quá trình chuẩn độ: Để đơn giản chúng ta coi thể tích chung của dung dịch trong quá trình chuẩn độ là không đổi. Điều này cũng không ảnh hưởng nhiều đến kết quả phân tích. - Trước khi chuẩn độ: trong dung dịch chỉ có HCl là axít mạnh điện ly hoàn toàn. HCl = H + + Cl - HCl 0,1N tương đương với 0,1M. [H + ] = [HCl] = 0,1M → pH = 1. http://www.ebook.edu.vn 41 0 5 10 15 0 50 100 150 200 250 % pH pp MO - Trước điểm tương đương: Khi 90% dung dịch HCl được chuẩn độ, HCl còn lại 10 ml. .201,0 100 1,0.10 ][][ =→=== + pHMHClH Khi 99% dung dịch HCl được chuẩn độ. .3001,0 100 1,0.1 ][][ =→=== + pHMHClH Khi 99,9% dung dịch HCl được chuẩn độ. .40001,0 100 1,0.1,0 ][][ =→=== + pHMHClH - Tại điểm tương đương: Khi 100% dung dịch HCl được chuẩn độ bởi NaOH, trong dung dịch chỉ có NaCl, muối này có pH = 7. - Sau điểm tương đương: Dung dịch bắt đầu dư NaOH là bazơ mạnh, điện ly hoàn toàn. NaOH = Na + + OH - → [OH - ] = [NaOH] [NaOH] = 0,1N tương đương 0,1M. Khi 100,1% dung dịch HCl được chuẩn độ: 4 10.1 100 1,0.1,0 ][][ −− === NaOHOH ; pOH = 4 → pH = 10. Khi 101% dung dịch HCl được chuẩn độ: 3 10.1 100 1,0.1 ][][ −− === NaOHOH ; pOH = 3 → pH = 11. Khi 110% dung dịch HCl được chuẩn độ: 2 10.1 100 1,0.10 ][][ −− === NaOHOH ; pOH = 2 → pH = 12. Khi 200% dung dịch HCl được chuẩn độ: 1,0 100 1,0.100 ][][ === − NaOHOH ; pOH = 1 → pH = 13. * Lập bảng biến thiên và vẽ đường cong chuẩn độ. STT % chuẩn độ pH 1 0 1 2 90 2 3 99 3 4 99,9 4 5 100 7 6 100,1 10 7 101 11 8 110 12 9 200 13 http://www.ebook.edu.vn 42 * Nhận xét: - Điểm tương đương của phép chuẩn độ có pH = 7 trùng với điểm trung tính. - Đường cong chuẩn độ có một đoạn dốc ứng với khoảng từ 99,9% tới 100,1% dung dịch HCl được chuẩn độ. Đoạn này người ta gọi là bước nhảy của phép chuẩn độ. Trong phạm vi bước nhảy, chỉ cần thay đổi một ít dung dịch tiêu chuẩn (± 0,1%) thì giá trị pH thay đổ i 6 đơn vị từ 4 đến 10. * Chọn chất chỉ thị: Nguyên tắc chung là phải chọn chất chỉ thị có khoảng đổi màu trong phạm vi bước nhảy của phép chuẩn độ. Tất nhiên nếu trùng điểm tương đương hoặc gần điểm tương đương càng tốt. Việc chọn chất chỉ thị như vậy giúp ta tránh được sai số lớn trong phép chuẩn độ. Trong phạm vi bước nhảy chỉ cầ n thêm một dung dịch tiêu chuẩn đã làm cho dung dịch chuẩn độ có pH thay đổi đột ngột và lập tức làm chất chỉ thị đổi màu, báo hiệu điểm tương đương và ngừng chuẩn độ lại. Sai số của phép chuẩn độ không đáng kể. Trong phép chuẩn độ trên chúng ta có thể dùng chất chỉ thị: - Chọn MO cho phép chuẩn độ axít mạnh bằng bazơ mạnh. MO có khoảng đổi màu pH = 2,5 ÷ 4,5, khi màu sắ c của dung dịch chuyển từ màu hồng sang màu vàng thì ngừng chuẩn độ. Ta thường hay chuẩn độ quá 1, 2 giọt dung dịch tiêu chuẩn nên càng gần điểm tương hơn. - Chọn PP cho phép chuẩn đô bazơ mạnh bằng axít mạnh, PP có khoảng đổi màu pH = 10 ÷ 8. Ngừng chuẩn độ khi màu dung dịch chuyển từ đỏ tím sang không màu. 2.1.3. Phương pháp kết tủa a. Cơ sở của phương pháp Phương pháp chuẩn độ kết tủa dựa trên phản ứng tạo thành chất kết tủa trong quá trình chuẩn độ. Yêu cầu của các phản ứng: - Các chất kết tủa tạo ra phải có tích số hòa tan càng nhỏ càng tốt, tức là độ hòa tan của chất đó rất nhỏ. - Tốc độ phản ứng tạo kết tủa phải đủ nhanh. - Các kết tủa không có khả năng hấ p phụ các chất khác có trong dung dịch. - Không xảy ra hiện tượng cộng kết. - Phải có khả năng xác định điểm tương đương. Việc ứng dụng những phương pháp chuẩn độ kết tủa trong đó chất chuẩn không phải là muối bạc mà là những hợp chất khác còn tương đối hạn chế. b. Đường chuẩn độ kết tủa Trong quá trình chuẩn độ theo phương pháp kết tủa thì nồng độ các ion tạo ra hợp chất kết tủa sẽ thay đổi liên tục. Vì vậy trong phương pháp này để vẽ đường cong chuẩn độ, chúng ta phải khảo sát quá trình biến đổi các ion tạo kết tủa trong quá trình chuẩn độ. http://www.ebook.edu.vn 43 Trong số các phương pháp kết tủa, người ta dùng nhiều nhất là phương pháp bạc để xác định ion halogenua và SCN - (hoặc ngược lại). Ag + + X - = AgX ↓ X - : Ion halogenua và SCN - Ví dụ: Khảo sát quá trình chuẩn độ 100 ml dung dịch NaCl 0,1N bằng dung dịch AgNO 3 0,1N. Biết T AgCl = 10 -10 . Phản ứng xảy ra trong quá trình chuẩn độ: NaCl + AgNO 3 = AgCl↓ + NaNO 3 Ở đây: [NaCl] = 0,1N tương ứng 0,1M. [AgNO 3 ] = 0,1N tương ứng 0,1M. Tích số hòa tan của AgCl: T AgCl = [Ag + ][Cl - ] = 1.10 -10 Để thuận lợi cho quá trình tính toán ta gọi: pAg = -lg[Ag + ] ; pCl = -lg[Cl - ] Vì vậy: pAg + pCl = 10 * Khảo sát hoặc pAg hoặc pCl trong quá trình chuẩn độ: - Trước khi chuẩn độ: Trong dung dịch chỉ có NaCl 0,1M: NaCl = Na + + Cl - [Cl - ] = 1.10 -1 M → pCl = 1. - Trước điểm tương đương: Khi 90% dung dịch NaCl được chuẩn độ, NaCl còn lại 10 ml. .201,0 100 1,0.10 ][][ =→=== − pClMNaClCl Khi 99% dung dịch NaCl được chuẩn độ. .3001,0 100 1,0.1 ][][ =→=== − pClMNaClCl Khi 99,9% dung dịch NaCl được chuẩn độ. .40001,0 100 1,0.1,0 ][][ =→=== − pClMNaClCl - Tại điểm tương đương: Khi 100% dung dịch NaCl được chuẩn độ bởi AgNO 3 , trong dung dịch chỉ có muối AgCl↓, nên: ;1010][][ 510 MAgCl AgCl −−+− ==Τ== pCl = pAg = 5 - Sau điểm tương đương: Dung dịch bắt đầu dư AgNO 3 Khi 100,1% dung dịch NaCl được chuẩn độ: [...]... cặp oxy hóa - khử: Dạng oxy hố Dạng khử Ký hiệu E0(vơn) Fe2+ Fe Fe2+/Fe - 0,44 2- 2- S/S - 0,51 S S I2 I- I2/2I- + 0,54 Cl2 Cl- Cl2/2Cl- + 1,36 MnO 4- Mn2+ MnO 4-/ Mn2+ + 1, 52 - - F2 F F2/2I + 3,03 SO4 2- SO3 2- SO4 2- / SO3 2- - 0,58 Cu2+ Cu Cu2+/Cu + 0,17 Fe3+ Fe2+ Fe3+/Fe2+ + 0,77 4+ 2+ Sn Sn 4+ 2+ + 0,15 Sn /Sn Ví dụ 1: Thế oxy hố - khử của cặp MnO 4-/ Mn2+ phụ thuộc vào [H+] theo phương trình: MnO 4- + 8H+... Ion H2Y 2- rất dễ tạo phức rất bền và tan trong nước với nhiều ion kim loại Tất cả các cation phản ứng với EDTA, trừ các kim loại kiềm đều tạo thành các phức đủ bền, đó là cơ sở cho phương pháp chuẩn độ Ví dụ: Đồng glicocoliat: O=C-O O-C=O Cu H2N - H2N NH2 - NH2 H2Y 2- hòa tan với các ion kim loại như Ca2+, Mg2+, Fe2+, Mn2+, Cu2+, các cation kim loại này ký hiệu là Me2+ Me2+ + H2Y 2- ⇔ MeY 2- + 46 2H+ http://www.ebook.edu.vn... Ag + ] 2 [CrO 4 − ] = 10 − 12 Tại điểm tương đương: [Ag+] = [Cl-] = 1 0-5 M Để khi [Ag+] = 1 0-5 M mới có kết tủa Ag2CrO4 thì hàm lượng CrO4 2- có trong dung dịch được tính tốn theo tích số tan của Ag2CrO4 2 ΤAg 2CrO4 = [ Ag + ] 2 [CrO 4 − ] = 10 − 12 [CrO 42 ] = 2 [CrO 4 − ] = nên: Τ Ag2CrO4 + 2 [ Ag ] ; [ Ag + ] = 10 −5 M 10 − 12 = 10 − 2 M −5 2 (10 ) K2CrO4 = 2K+ + CrO 42[ CrO4 2- ] = [K2CrO4] = 1 0 -2 M Như... trilon B, vi t tắt là Na2H2Y HOOC - CH2 CH2 - COOH N - CH2 - CH2 - N CH2 - COONa NaOOC CH2 làm chất chuẩn, vì nó có độ tinh khiết cao, có cơng thức hóa học bền ở điều kiện thơng thường Trong phản ứng với kim loại, muối này phân ly hồn tồn tạo ra ion phức: Na2H2Y = 2Na+ + H2Y2Tính chất q giá nhất của chất chuẩn EDTA là khả năng phản ứng của nó với các ion kim loại theo tỷ lệ 1:1 khơng phụ thuộc vào điện... Ca2+ trong nước tự nhiên bằng dung dịch tiêu chuẩn EDTA với chất chỉ thị murexít Đầu tiên dùng dung dịch NaOH điều chỉnh pH của dung dịch chuẩn độ có pH = 12 Cho tiếp một ít murexít vào: H4R- + Ca2+ ⇔ CaH2R- + 2H+ Dung dịch chuẩn độ lúc này có màu hồng Dùng dung dịch tiêu chuẩn H2Y 2- để chuẩn độ dung dịch này Tại điểm tương đương: CaH2R- + H2Y 2- ⇔ CaY 2- + H4RDung dịch lúc này có màu tím huế Vi c chuẩn... chất oxy hóa - khử: Thường dùng trong phương pháp iốt (chất chỉ thị là hồ tinh bột hấp thụ tạo hợp chất có màu xanh đen) I2 - 2e ⇔ 2IVí dụ: Chuẩn độ I2 bằng dung dịch tiêu chuẩn natrithiosunfat (Na2S2O3) Na2S2O3 + I2 = 2NaI + Na2S4O6 Cho chất oxy hóa cần định phân tác dụng với lượng dư ion I- rồi chuẩn độ lượng I- vừa tạo thành bằng dung dịch chuẩn thiosunfat với chất chỉ thị là hồ tinh bột 2. 2 Phương... sau: - Trước hết phải dùng nguồn năng lượng để biến mẫu thành hơi rồi chuyển ngun tố cần xác định thành ngun tử (giai đoạn ngun tử hóa mẫu) Bảng 21 Nhiệt độ của một số ngọn lửa thường dùng (theo Poluectov) Hỗn hợp cháy Nhiệt độ ngọn lửa (oC) Propan - khơng khí 1700 ÷1800 Hiđro - khơng khí 20 00 ÷ 20 45 Axetylen 21 25 ÷ 23 97 Hiđro -oxy 25 50 ÷ 26 60 Axetylen - oxy 3100 ÷ 3137 Propan - N2O 28 50 ÷ 29 00 - Tiếp... Eriocrơm T đen ( ký hiệu H2Ind- ): là một axít đa bậc yếu Trong dung dịch có pH < 7 tồn tại dưới dạng: OH - OH N=N O3 S NO2 Chất chỉ thị này có phạm vi đổi màu khác nhau H2Ind- pH = 6,3 H2Ind 2- Đỏ Xanh pH = 11,6 Ind 3- Vàng da cam Khi sử dụng chất chỉ thị này trong chuẩn độ xác định hàm lượng các cation kim loại thường dùng pH = 6,3 ÷ 11,6 nên tồn tại dạng H2Ind 2- có màu xanh H2Ind 2- tạo phức tan, kém bền... trong nước tự nhiên bằng EDTA, chất chỉ thị là Ericrơm T đen Trước tiên ta dùng dung dịch đệm có pH = 10 để điều chỉnh pH của dung dịch chuẩn độ có pH là 10 Cho vài giọt chất chỉ thị Ericrơm T đen vào: HInd 2- + Me2+ ⇔ Me2+ : Ca2+, Mg2+; MeInd- + H+ MeInd- có màu đỏ 47 http://www.ebook.edu.vn Dùng dung dịch tiêu chuẩn H2Y 2- chuẩn độ dung dịch này Tại điểm tương đương H2Y chiếm hết Me2+ đẩy HInd 2- ra... [ Fe 2 + ] - Tại điểm tương đương Đối với cặp khử và cặp oxy hóa: (a) − Ε = 1, 52 + 0,059 [ MnO4 ][ H + ]8 lg 5 [ Mn 2 + ] − 0,059 [ MnO4 ] 5Ε = 5 × 1, 52 + lg 1 [ Mn 2 + ] (vì [H+] = 1M) (b) − (a) + (b) : [ Fe 3+ ][ MnO4 ] 6Ε = 0,77 + 5 × 1, 52 + 0,059 lg [ Fe 2 + ][ Mn 2 + ] Theo phương trình ion thu gọn trên, ta có: [Fe3+] = 5[Mn2+]; [Fe2+] = 5[MnO 4-] − nên [ Fe 3+ ][ MnO4 ] =1 [ Fe 2 + ][ Mn 2 + ] . Sn 2+ Fe 2+ /Fe S/S 2- I 2 /2I - Cl 2 /2Cl - MnO 4 - /Mn 2+ F 2 /2I - SO 4 2- /SO 3 2- Cu 2+ /Cu Fe 3+ /Fe 2+ Sn 4+ /Sn 2+ - 0,44 - 0,51 + 0,54 + 1,36 + 1, 52 + 3,03 - 0,58. đlg: 2Cu 2+ + e + I - ⇔ 2CuI ↓ 3I - - 3e ⇔ I 3 - Đ 2 Cu + = M 2 Cu + → số đlg 2 Cu + = Cu m = số đlgI 3 - ; Đ − 3 I = 2 3 − I M I 3 - + 2e → 3I - 2S 2 O 3 2- - 2e →. oxy hóa - khử: Dạng oxy hoá Dạng khử Ký hiệu E 0 (vôn) Fe 2+ S I 2 Cl 2 MnO 4 - F 2 SO 4 2- Cu 2+ Fe 3+ Sn 4+ Fe S 2- I - Cl - Mn 2+ F - SO 3 2- Cu Fe 2+ Sn 2+