Giáo trình thực hành hóa phân tích

MỘT SỐ KỸ THUẬT VÀ THAO TÁC TRONG PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH 4

Các khái niệm và thuật ngữ dùng trong phân tích định tính

1.1.1 Phân tích riêng biệt và phân tích hệ thống

Trong phân tích định tính có 2 cách phân tích để phát hiện ra các ion, đó là: Phân tích riêng và phân tích hệ thống

Phân tích riêng biệt là phương pháp xác định ion trong dung dịch khi có sự hiện diện của các ion khác thông qua phản ứng riêng biệt, tức là phản ứng chỉ xảy ra với ion cụ thể đó Người ta có thể lấy từng phần dung dịch để thử nghiệm từng ion mà không cần phải tuân theo một thứ tự nhất định.

Có thể xác định ion NH4+ trong dung dịch hỗn hợp các ion khác thông qua phản ứng với NaOH Khi dung dịch được đun nóng, khí NH3 thoát ra sẽ được nhận diện qua mùi khai đặc trưng hoặc bằng cách sử dụng giấy quỳ ẩm, làm cho quỳ tím chuyển sang màu xanh.

Hoặc là hồ tinh bột tạo với iodine phức màu xanh đặc trưng

Nhiều ion không có phản ứng đặc hiệu, dẫn đến việc nhiều ion có thể tương tác với một thuốc thử, gây khó khăn trong việc nhận diện ion cần xác định Do đó, phân tích riêng biệt thường được áp dụng kết hợp với phân tích hệ thống để đạt được kết quả chính xác hơn.

Phân tích hệ thống là phương pháp xác định ion theo thứ tự cụ thể Người ta sử dụng thuốc thử nhóm để phân loại các ion thành nhiều nhóm, mỗi nhóm lại được chia thành các phân nhóm nhỏ hơn Cuối cùng, các ion riêng biệt được tách ra để xác định Trình tự này tạo ra các sơ đồ phân tích tổng quát và sơ đồ phân tích nhóm.

Trước khi xác định một ion, cần loại bỏ hoặc khóa các ion cản trở, vì chúng có phản ứng tương tự với thuốc thử như ion cần tìm.

Khi xác định cation Ca²⁺, người ta thường sử dụng thuốc thử (NH4)2C2O4 để tạo ra kết tủa tinh thể trắng CaC2O4 Tuy nhiên, nếu trong dung dịch có cation Ba²⁺ thì quá trình này có thể bị ảnh hưởng.

Để nhận diện cation Ca 2+, cần phải loại bỏ cation Ba 2+ khỏi dung dịch phân tích Việc này có thể thực hiện bằng cách thêm K2CrO4 vào dung dịch, dẫn đến việc tạo kết tủa vàng với cation Ba 2+ thông qua phản ứng hóa học.

Ba 2+ + CrO4 2- ⇌ BaCrO4  khi đó trong dung dịch còn lại cation Ca 2+

Phản ứng hóa học thường đi kèm với những hiện tượng dễ quan sát như tạo kết tủa trắng hoặc màu sắc khác, hòa tan kết tủa, sự thay đổi màu dung dịch, thoát khí, và sự hình thành chất có mùi.

Để xác định ion Fe 3+, phản ứng đặc trưng là Fe 3+ kết hợp với SCN - tạo thành phức chất Fe(SCN) 2+, có màu đỏ Màu đỏ của dung dịch Fe(SCN) 2+ giúp nhận biết sự hiện diện của ion Fe 3+.

Thuốc thử nào có khả năng phản ứng với một lượng rất nhỏ chất nghiên cứu gọi là

“thuốc thử nhạy” và phản ứng đó gọi là “phản ứng nhạy”

Phản ứng tạo Fe(SCN)3 rất nhạy, chỉ cần một lượng nhỏ Fe 3+ là dung dịch sẽ chuyển sang màu đỏ rõ rệt Độ nhạy của phản ứng được thể hiện qua hai yếu tố liên quan chặt chẽ: lượng tối thiểu có thể phát hiện và nồng độ tối thiểu (hay độ pha loãng tới hạn).

Lượng tối thiểu tìm được là lượng nhỏ nhất của một chất hoặc ion có thể phát hiện qua một phản ứng nhất định trong điều kiện xác định Thông thường, lượng này rất nhỏ và được biểu diễn bằng đơn vị gam, trong đó 1 gam tương đương với 10^-6 g.

Trong điều kiện xác định, nếu nồng độ ion Cl- nhỏ hơn 0,05 gam, phản ứng với AgNO3 sẽ không xảy ra Do đó, nồng độ tối thiểu của ion Cl- cần thiết để thực hiện phản ứng này là 0,05 gam.

Nồng độ tối thiểu là mức thấp nhất của một chất có thể được phát hiện qua phản ứng trong các điều kiện xác định Độ nhạy của phản ứng đối với chất hoặc ion phụ thuộc vào nhiều yếu tố như loại thuốc thử, nồng độ thuốc thử, pH của môi trường, nhiệt độ và sự hiện diện của các ion lạ.

1.1.4 Phản ứng riêng biệt - Độ chọn lọc của phản ứng

Những phản ứng cho phép ta nhận ra một ion nào đó khi có mặt đồng thời các ion khác trong dung dịch gọi là những phản ứng riêng

Thuốc thử riêng là những thuốc thử chỉ tác dụng với một ion để tạo nên những phản ứng đặc trưng để nhận biết ion đó

Ví dụ: hồ tinh bột là thuốc thử riêng để xác định iodine

Thuốc thử nhóm là thuốc thử có phản ứng đặc trưng với một nhóm các ion

Acid H2SO4 (loãng) phản ứng với các ion kim loại kiềm thổ như Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+, và Ra 2+ để tạo ra những muối sulfate ít tan, có màu trắng Do đó, H2SO4 được coi là thuốc thử nhóm cho các ion của nhóm kim loại kiềm thổ.

Mỗi 1 phản ứng hóa học chỉ có thể xảy ra trong những điều kiện xác định Các điều kiện phản ứng thường là môi trường phản ứng, nồng độ của ion cần tìm và của thuốc thử, nhiệt độ

Ví dụ: K + + NaHC4H4O6 ⟶ KHC4H4O6  + Na +

Phản ứng này chỉ xảy ra khi dung dịch nguội, trung tính và nồng độ K + cũng như thuốc thử phải lớn.

Giới thiệu các dụng cụ và thao tác cơ bản trong phân tích

1.2.1 Một số dụng cụ và thiết bị thông thường

- Các dụng cụ dùng để lấy chất lỏng như: Các loại pipet, giá để pipet, quả bóp su, ống đong, cốc, buret, bình định mức

Các dụng cụ thường được sử dụng trong các phản ứng hóa học bao gồm ống nghiệm, cốc có mỏ, kính cân, bình cầu đáy tròn, bình cầu đáy bằng và bình nón.

- Các dụng cụ để lọc rửa ở áp suất cao: các loại phễu lọc

- Các loại kiềng và lưới để đun nóng

- Dụng cụ đun nóng: Đèn cồn, đèn gas, bếp điện, bếp cách thủy

- Một số dụng cụ khác: đũa thủy tinh, muỗng xúc hóa chất, kẹp gỗ

1.2.2 Các thao tác cơ bản trong phân tích

Dụng cụ thủy tinh như chai lọ, mao quản, ống nhỏ giọt và ống nghiệm cần phải được giữ sạch để đảm bảo kết quả phân tích chính xác Để kiểm tra độ sạch, có thể tráng dụng cụ bằng nước cất; nếu nước chỉ để lại một lớp mỏng và đều, dụng cụ đã sạch Ngược lại, nếu nước tạo thành giọt trên thành thủy tinh, dụng cụ cần được rửa lại Có nhiều phương pháp để rửa sạch dụng cụ này.

Để rửa chai lọ và ống nghiệm, bạn có thể sử dụng chổi lông và cọ nhẹ nhàng vào thành bằng nước hoặc dung môi phù hợp Sau đó, tráng rửa nhiều lần bằng nước sạch, kết thúc bằng nước cất Khi làm sạch dụng cụ thủy tinh, hãy xoay chổi nhẹ nhàng để tránh làm vỡ hoặc thủng đáy dụng cụ.

Đối với các dụng cụ không thể rửa sạch bằng chổi lông và nước, cần sử dụng các dung dịch rửa phù hợp, tùy thuộc vào loại dụng cụ và loại chất bẩn.

Để làm sạch các chất bẩn như muối vô cơ hoặc hữu cơ dễ tan trong nước, bạn nên sử dụng nước, xà phòng hoặc nước rửa chén Đối với dụng cụ nhựa có dầu mỡ hoặc chất hữu cơ không tan trong nước, có thể sử dụng dung môi hữu cơ như rượu hoặc ether Nếu chất bẩn bám chặt vào thành dụng cụ, hãy cho một ít giấy lọc vụn vào bình, sau đó thêm dung dịch rửa và lắc mạnh; giấy vụn sẽ giúp loại bỏ chất bẩn mà không làm xước thành dụng cụ thủy tinh.

Một số dung dịch rửa có thể dùng trong phòng thí nghiệm hoá phân tích là:

- Dung dịch KMnO4 5% được pha trong acid H2SO4

Dung dịch sulfochromic được tạo ra bằng cách hòa tan 15 g K2Cr2O7 (hoá chất kỹ thuật đã nghiền nhỏ) trong 100 ml nước nóng Sau đó, làm lạnh dung dịch và từ từ thêm 100 ml acid H2SO4 đặc trong khi khuấy liên tục.

Trong quá trình đun nóng, cần tránh để dụng cụ bị thay đổi nhiệt độ đột ngột và không để dụng cụ tiếp xúc trực tiếp với ngọn lửa, vì điều này có thể dẫn đến nứt hoặc vỡ dụng cụ.

Khi đun chất lỏng trong bình cầu hoặc cốc thủy tinh, cần sử dụng lưới amiang và đảm bảo bên ngoài bình khô để tránh nguy cơ vỡ Ngoài ra, khi đặt cốc nóng lên bề mặt bàn đá hoặc gạch men, nên sử dụng vật lót như gỗ hoặc lưới amiang để bảo vệ bề mặt.

Khi đun chất lỏng trong ống nghiệm, cần sử dụng kẹp gỗ để giữ ống nghiệm an toàn Hãy đun nhẹ toàn bộ ống nghiệm và lắc đều trong quá trình đun, đồng thời hướng ống nghiệm về phía không có người để đảm bảo an toàn.

Khi đun chất lỏng có chứa kết tủa, nên sử dụng phương pháp đun cách thủy thay vì đun trực tiếp trên ngọn lửa Việc đun trực tiếp có thể gây ra hiện tượng sôi mạnh, dẫn đến va chạm và làm chất lỏng bị bắn ra ngoài ống nghiệm.

- Khi cần đun kết tủa trong chén hoặc bát sứ, có thể đun trực tiếp trên ngọn lửa của đèn khí, trên bếp điện

Phản ứng kết tủa là phương pháp hiệu quả để tách và định tính các ion, trong đó màu sắc và hình dạng của kết tủa đóng vai trò quan trọng Có hai loại kết tủa chính là kết tủa tinh thể và kết tủa vô định hình.

Kết tủa tinh thể là loại kết tủa mà các ion sắp xếp theo mạng lưới tinh thể theo một hướng xác định, tạo ra hình dạng nhất định Quá trình hình thành kết tủa tinh thể thường diễn ra trong dung dịch loãng và cần nhiều thời gian Để tăng tốc quá trình này, có thể lắc mạnh và dùng đũa thủy tinh cọ vào thành ống nghiệm.

Kết tủa vô định hình hoặc keo là loại kết tủa không có cấu trúc tinh thể và hình dạng cố định, thường hình thành ngay sau khi thêm thuốc thử Chúng lắng xuống đáy ống nghiệm chậm, khiến việc ly tâm để tách ra trở nên khó khăn Việc đun nóng và bổ sung chất điện ly có thể tạo điều kiện thuận lợi cho quá trình đông tụ của kết tủa này.

Khi tiến hành phân tích và tách kết tủa khỏi dung dịch, việc sử dụng máy ly tâm là rất quan trọng Để đạt hiệu quả tối ưu, cần tuân thủ các quy tắc cụ thể khi vận hành máy ly tâm.

- Kích thước và hình dạng của những ống nghiệm dùng để ly tâm càng giống nhau càng tốt

- Dung dịch chứa trong ống nghiệm không nên quá 2/3 ống

Mỗi ống nghiệm cần có ống đối trọng tương ứng để đảm bảo sự cân bằng Nếu hai ống nghiệm đối diện không có trọng lượng tương đương, máy ly tâm có thể hoạt động lệch tâm, dẫn đến tiếng kêu bất thường và nguy cơ bể ống nghiệm.

Phân tích định tính cation và anion theo phương pháp hóa học

Để định tính các ion vô cơ trong dung dịch, có thể sử dụng các phương pháp vật lý – hóa lý hoặc phương pháp hóa học

Phương pháp vật lý và hóa lý cho phép định tính các chất phân tích dựa vào tính chất quang học, điện hóa, phóng xạ và từ tính Những tính chất này được phát hiện qua các phương pháp như quang phổ, điện hoá, phòng xạ và từ, sử dụng các thiết bị chuyên dụng Bên cạnh đó, còn có các phương pháp soi tinh thể và so màu ngọn lửa để hỗ trợ trong quá trình phân tích.

Phương pháp hóa học cho phép định tính các ion vô cơ thông qua các tính chất hóa học của chúng Việc sử dụng phản ứng hóa học để nhận biết chất cần phân tích là hiệu quả, đặc biệt khi phản ứng diễn ra nhanh chóng và tạo ra sản phẩm đặc trưng Độ nhạy và tính đặc trưng của phản ứng càng cao thì kết quả phân tích càng chính xác.

1.3.1 Phân tích cation Để phân tích các cation, người ta có thể dùng phân tích hệ thống hay phân tích riêng biệt hay kết hợp cả hai cách Hiện nay, các phương pháp phân tích hệ thống các cation trong dung dịch đã được xây dựng khá chặt chẽ Từ một phần dung dịch cần phân tích (dung dịch ban đầu) người ta lần lượt tách từng nhóm, từng phân nhóm, rồi tách riêng từng cation để xác định Có hai phương pháp chủ yếu để phân tích hệ thống các cation là phương pháp H2S và phương pháp acid – base Trong giáo trình này, các bài thí nghiệm được thiết kế theo phương pháp acid-base

Phương pháp acid – base chủ yếu dựa vào khả năng tạo kết tủa với các acid và base như HCl, H2SO4, NaOH, và NH4OH Phương pháp này có thể được chia thành 6 nhóm khác nhau, như được trình bày trong Bảng 1.1.

Bảng 1.1 Sáu nhóm cation được chia theo phương pháp acid – base

Nhóm Thuốc thử nhóm Các cation Sản phẩm tạo thành

1 HCl Ag + , Pb 2+ , Hg2 2+ AgCl, PbCl2, Hg2Cl2

[Cr(OH)4] - ,[Al(OH)4] - , [Zn(OH)4] 2- , [Sn(OH)6] 2- , AsO3 3-

4 NaOH Fe 2+, Fe 3+ , Sb 3+ , Sb 5+ ,

Fe(OH)2, Fe(OH)3, Sb(OH)3, Sb(OH)5, Bi(OH)3, Mn(OH)2, Mg(OH)2

5 Dung dịch NH3 đặc, dư

Các phức amoni [Me(NH3)n] 2+ n=4,6

Việc phân chia anion thành các nhóm riêng để phân tích hệ thống gặp khó khăn do chưa có thuốc thử nhóm rõ ràng Các thuốc thử hiện có chủ yếu chỉ phục vụ cho việc thử nghiệm sơ bộ sự hiện diện của anion.

Có 3 phương pháp phân tích anion: phân tích hệ thống, nửa hệ thống và riêng biệt

Có thể chia một số anion theo 3 nhóm như trong Bảng 1.2

Bảng 1.2 Một số nhóm anion

Nhóm Ion Thuốc thử Đặc điểm

I Cl - , Br - , I - , SCN - , CN - , S - , S2O3 2- AgNO3 trong HNO3 loãng

II SO3 2-, SO4 2-, AsO3 3-, PO4 2-, CO3 2- BaCl2 trong môi trường trung tính hay base nhẹ

Kết tủa trắng, tan trong acid trừ BaSO4

III NO3 -, NO2 -, MnO4 -, CH3COO - ,

Không có thuốc thử nhóm

1 Trình bày các cách làm sạch dụng cụ thủy tinh trong phòng thí nghiệm?

2 Trình bày nguyên tắc làm việc với thuốc thử, máy ly tâm, đèn cồn trong phòng thí nghiệm?

3 Nêu một số thao tác cơ bản trong thực hành hóa phân tích định tính?

4 Thế nào là phân tích hệ thống và phân tích riêng?

5 Thuốc thử nhóm là gì? Cho ví dụ minh họa?

PHÂN TÍCH CÁC CATION NHÓM 1, 2

Đặc tính chung của các cation nhóm 1: Ag + , Pb 2+ , Hg 2 2+ và nhóm 2: Ba 2+ , Ca 2+ ,

Cation nhóm 1 bao gồm các cation Ag+, Pb2+ và Hg2 2+, tất cả đều có dung dịch không màu Những cation này có khả năng kết hợp để tạo ra kết tủa với hầu hết các acid vô cơ, ngoại trừ HNO3, HNO2 và một số trường hợp H2SO4, cũng như các muối tan của các acid này và các chất kiềm HCl loãng là thuốc thử đặc trưng cho cation nhóm 1, vì nó tạo kết tủa ít tan hoặc khó tan với các cation này mà không phản ứng với các cation nhóm khác.

Cation nhóm 2 bao gồm Ba²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺ và Pb²⁺, trong đó Pb²⁺ không được kết tủa hoàn toàn bằng HCl Tất cả các cation này đều có dung dịch không màu Ba(OH)₂ và Ca(OH)₂ là các base mạnh, tan trong nước, trong khi Pb(OH)₂ là base yếu và có tính lưỡng tính Các muối sulfate, carbonate, oxalate và phosphate của cation nhóm 2 thường không tan Khi cho dung dịch acid H₂SO₄ loãng tác dụng với các cation nhóm (trừ nhóm 1), chỉ cation nhóm 2 tạo ra muối sulfate không tan trong nước và acid loãng Trong số các muối sulfate nhóm 2, CaSO₄ tan nhiều trong nước nhưng ít tan trong dung dịch ethanol Do đó, dung dịch H₂SO₄ loãng và ethanol được sử dụng làm thuốc thử cho các cation nhóm 2.

Các phản ứng đặc trưng của cation nhóm 1, 2

2.2.1 Các phản ứng đặc trưng của cation nhóm 1: Ag + , Pb 2+ , Hg 2 2+

- Tác dụng với thuốc thử HCl loãng (thuốc thử nhóm 1)

Tất cả cation nhóm 1 đều tạo với dung dịch HCl loãng kết tủa trắng: AgCl, PbCl2,

Hg2Cl2 theo phản ứng:

Pb 2+ + 2Cl - ⇌ PbCl2  2Hg + + 2Cl - ⇌ Hg2Cl2 

Tính chất của các kết tủa chloride tạo thành

Trong số các kết tủa chloride của ion nhóm 1, PbCl2 có độ tan cao, với 11.0 g/L ở 20°C và 32.0 g/L ở 100°C, cho phép nó hòa tan hoàn toàn trong nước sôi Ngược lại, AgCl và Hg2Cl2 có độ tan rất thấp, lần lượt chỉ 1.9×10^-3 g/L và 3.2×10^-4 g/L, cả trong nước lạnh và nước sôi Điều này giúp dễ dàng tách PbCl2 khỏi hỗn hợp AgCl và Hg2Cl2.

• Tác dụng với các acid

Kết tủa AgCl, PbCl2 có thể tan hoàn toàn trong HCl đặc, tạo thành các phức như (AgCl3) 2- , (PbCl4) 2-

AgCl + 2HClđặc→ (AgCl3) 2- + 2H + PbCl2 + 2HClđặc → (PbCl4) 2- + 2H +

Hg2Cl2 tan trong acid HNO3 đặc nóng theo các phương trình:

Hg + 4HNO3 → Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

• Tác dụng với dung dịch NH3

Kết tủa AgCl tan trong dung dịch NH3 tạo thành phức [Ag(NH3)2] + Cl -

AgCl + 2 NH3 → [Ag(NH3)2] + Cl - Khi acid hóa dung dịch [Ag(NH3)2] + Cl - thì kết tủa AgCl xuất hiện trở lại

[Ag(NH3)2] + Cl - + 2H + → AgCl  + 2 NH4 +

Hoà tan phức này vào dung dịch I - cũng thu được kết tủa

[Ag(NH3)2] + + I - → AgI  (vàng) + 2 NH3

Hg2Cl2 không tan trong dung dịch NH3 mà chuyển thành kết tủa màu đen xám:

Hg2Cl2 + 2NH3 → NH2HgCl  (trắng) + Hg  (đen) + NH4Cl

PbCl2 không tan trong dung dịch NH3 mà chuyển thành kết tủa muối bazơ trắng

PbCl2 + NH3 + H2O → PbOHCl  + NH4 Cl

- Tác dụng với thuốc thử NH 3

Cả 3 cation nhóm 1 đều tạo kết tủa với dung dịch NH3:

2Ag + + 2NH3 + H2O → 2NH4 + + Ag2O  đen Pb(NO3)2 + NH3 + H2O → NH4NO3 + Pb(OH)NO3  trắng 2Hg2(NO3)2 + 4NH3 + H2O→ [Hg2ONH2]NO3 + 2Hg  + 3NH4NO3

Trắng Đen Đặc biệt, kết tủa Ag2O lại tiếp tục tan trong thuốc thử NH3 dư:

Ag2O + 4NH3 + H2O → 2[Ag(NH3)2] + + 2OH -

- Tác dụng với thuốc thử KOH, NaOH

Cả 3 cation nhóm 1 đều tạo thành kết tủa: Hg2O đen, Ag2O đen, Pb(OH)2 trắng

Hg2 2+ + 2OH - → Hg2O + H2O 2Ag + + 2OH - → 2AgOH  (trắng) → Ag2O  (đen) + H2O

Pb 2+ + 2OH - → Pb(OH)2  trắng

Kết tủa Ag2O hòa tan trong dung dịch NH3 dư, tạo thành phức [Ag(NH3)2]+ Đồng thời, kết tủa Pb(OH)2 cũng tan trong dung dịch NH3 dư và hình thành muối plombite.

Pb(OH)2 + 2OH - → Pb(OH)4 2-

- Tác dụng với thuốc thử KI

Cả 3 cation nhóm 1 đều tạo kết tủa: AgI vàng, PbI2 vàng đậm, Hg2I2 xanh lá cây

Pb 2+ + 2I - → PbI2 (vàng đậm) 2Hg + + 2I - → Hg2I2 (xanh lá cây)

PbI2 tan nhiều trong nước lạnh và có thể tan hoàn toàn khi đun sôi lâu Khi dung dịch nguội, muối này kết tinh thành những tinh thể hình vảy vàng óng ánh đặc trưng Phản ứng này có thể được sử dụng để phát hiện ion Pb2+ trong dung dịch tương đối đặc.

Khi dùng dư thuốc thử KI, kết tủa AgI hầu như không tan, trong khi kết tủa PbI2,

Hg2I2 tan một phần tạo thành phức [PbI4] 2- và [HgI4] 2- + Hg 

Hg2I2 + 2I - → [HgI4] 2- + Hg Lưu ý, kết tủa AgI không tan trong dung dịch NH3 dư (khác với AgCl)

- Tác dụng với thuốc thử K 2 CrO 4

Tất cả cation nhóm 1 đều tạo kết tủa: Ag2CrO4 đỏ nâu, PbCrO4 vàng, Hg2CrO4 đỏ

2Ag + + CrO4 2- → Ag2CrO4  (đỏ nâu)

Hg 2+ + CrO4 2- → HgCrO4  (đỏ) Ngoại trừ Hg2CrO4, hai kết tủa còn lại đều tan được trong HNO3 nhưng không tan trong CH3COOH loãng

- Tác dụng đối với thuốc thử H 2 SO 4 loãng và muối sunfat tan

Tất cả đều tạo kết tủa trắng Ag2SO4, PbSO4, Hg2SO4

2Ag + + SO4 2- → Ag2SO4  (trắng)

Hg 2+ + SO4 2- → HgSO4  (trắng) Trong đó, kết tủa Ag2SO4 và Hg2SO4 chỉ được tạo thành trong dung dịch có nồng độ lớn

Bảng 2.1 Bảng tóm tắt một số tính chất của cation nhóm 1

Thuốc thử Ag + Pb 2+ Hg 2 2+

1 HCl loãng và muối của nó AgCl (trắng), tan trong dung dịch NH3 tạo thành

PbCl2 (trắng), tan trong nước sôi

Hg2Cl2 (trắng), tạo với dung dịch NH3 hỗn hợp KT đen xám

2 NH 4 OH Ag2O (đen), tan trong dung dịch NH3 dư, tạo thành [Ag(NH3)2] +

Pb(OH)NO3  (trắng) [Hg2ONH2]NO3+Hg

3 KI AgI (vàng), không tan trong dung dịch

PbI2 (vàng), tan trong nước sôi, để nguội kết tinh lại

4 NaOH hoặc KOH Ag2O (đen), tan trong dung dịch NH3 dư tạo thành [Ag(NH3)2]

Pb(OH)2 (trắng), tan trong kiềm dư tạo thành [Pb(OH)4] 2-

5 K 2 CrO 4 Ag2CrO4 (đỏ nâu), tan trong acid HNO3

PbCrO4 (vàng),tan trong kiềm dư

6 H 2 SO 4 loãng và muối sulfate tan Ag2SO4  (trắng) (chỉ tạo được trong dung dịch đặc)

PbSO4  (trắng) tan trong kiềm dư và tan trong

Hg2SO4  (trắng) (chỉ tạo được trong dung dịch khá đặc)

2.2.2 Các phản ứng đặc trưng của cation nhóm 2: Ba 2+ , Ca 2+ , Sr 2+ , Pb 2+

- Tác dụng với thuốc thử H 2 SO 4 loãng

Các cation nhóm 2 tác dụng với thuốc thử H2SO4 loãng, tạo thành kết tủa trắng MeSO4

Me2+ + SO4 2- → MeSO4  Các kết tủa MeSO4 của nhóm 2 thường ít tan trong acid loãng nhưng có khả năng tan trong acid vô cơ mạnh đặc, ngoại trừ kết tủa BaSO4, vốn ít tan Do đó, acid H2SO4 đặc không được sử dụng làm thuốc thử cho nhóm 2 Kết tủa BaSO4 và PbSO4 có độ tan thấp trong nước, trong khi kết tủa CaSO4 tan nhiều trong nước nhưng lại ít tan trong hỗn hợp rượu và nước.

Sau khi tách nhóm 2 ra khỏi các nhóm khác, kết tủa cần được hòa tan hoàn toàn để tiếp tục phân tích Để thực hiện việc này, hỗn hợp kết tủa MeSO4 phải được chuyển thành dạng MeCO3 bằng cách đun nóng với dung dịch Na2CO3 bão hòa nhiều lần.

- Tác dụng với thuốc thử Na 2 CO 3 , K 2 CO 3 , (NH 4 ) 2 CO 3

Các cation nhóm 2 đều tạo kết tủa trắng dạng MeCO3:

Na2CO3 + MeCl2 → MeCO3 + 2NaCl Các kết tủa MeCO3 ít tan trong nước nhưng đều dễ tan trong acid HCl, HNO3,

- Tác dụng với thuốc thử K 2 CrO 4

Các cation Ba 2+ , Sr 2+ , Pb 2+ tạo kết tủa tinh thể vàng dạng MeCrO4

Me 2+ + CrO4 2- → MeCrO4 (vàng) Ion Ca 2+ không tạo kết tủa với K2CrO4

Các kết tủa MeCrO4 đều dễ tan trong acid vô cơ

Phản ứng giữa 2MeCrO4 và 2H+ tạo ra 2Me2+ và Cr2O7 2- trong môi trường nước Tuy nhiên, hợp chất này không tan trong acid CH3COOH loãng Để tối ưu hóa quá trình kết tủa, dung dịch đệm NaCH3COO và CH3COOH thường được sử dụng Đặc biệt, kết tủa PbCrO4 có khả năng tan trong dung dịch NaOH hoặc KOH dư.

PbCrO4  + 4OH - → [Pb(OH)4] 2- + 2H2O + CrO4 2- nên có thể dùng phản ứng này để tách Ba 2+ ra khỏi Pb 2+

- Tác dụng với thuốc thử (NH 4 ) 2 C 2 O 4

Các cation nhóm 2 đều tạo kết tủa tinh thể trắng dạng MeC2O4 với thuốc thử (NH4)2C2O4

Phản ứng giữa ion Me 2+ và ion C2O4 2- tạo thành kết tủa MeC2O4, trong đó phản ứng này nhạy nhất với ion Ca 2+ do CaC2O4 có tích số tan nhỏ nhất (Tt = 1.3×10 -8) Vì lý do này, Ca 2+ thường được xác định thông qua phản ứng này Các kết tủa MeC2O4 đều tan trong acid HCl và HNO3, nhưng CaC2O4 không tan trong acid CH3COOH, trong khi BaC2O4 tan ít, còn PbC2O4 và SrC2O4 tan nhiều hơn.

- Tác dụng với thuốc thử Na 2 HPO 4

Các cation nhóm 2 tác dụng với thuốc thử Na2HPO4 tạo thành kết tủa trắng MeHPO4

Me 2+ + HPO4 2- → MeHPO4 Các kết tủa MeHPO4 đều dễ tan trong các acid HCl, HNO3, CH3COOH

Thuốc thử Ba 2+ Ca 2+ Sr 2+ Pb 2+

1 H 2 SO 4 loãng BaSO4  trắng CaSO4  trắng SrSO4  trắng PbSO4  trắng

2 Na 2 CO 3 hoặc K 2 CO 3 hoặc

CH3COOH và acid vô cơ

CH3COOH và trong acid vô cơ

CH3COOH và acid vô cơ

KT tan trong acid vô cơ

Không kết tủa SrCrO4  vàng PbCrO4  vàng

KT tan trong acid vô cơ và NaOH

4 (NH 4 ) 2 C 2 O 4 BaC2O4  tinh thể trắng

SrC2O4  trắng PbC2O4  tinh thể trắng

5 Na 2 HPO 4 BaHPO4  trắng CaHPO4  trắng SrHPO4  trắng PbHPO4  trắng

2.3 Sơ đồ phân tích hệ thống cation nhóm 1, 2

2.3.1 Sơ đồ phân tích cation nhóm 1

Hình 2.1 Sơ đồ phân tích hệ thống cation nhóm 1

KT1: AgCl, PbCl2, Hg2Cl2 DD1: cation nhóm 2, 3, 4, 5

Dung dịch phân tích (Ag + , Pb 2+ , Hg2 2+) và cation nhóm 2, 3, 4, 5

KT 1,2: (NH2HgCl + Hg) đen xám →có Hg 2 2+

+ H2O, đun nóng, khuấy, li tâm

2.3.2 Sơ đồ phân tích hệ thống cation nhóm 2

- Dụng cụ: Đèn cồn, đũa thủy tinh, kẹp gỗ, ống nghiệm, máy li tâm

- Hóa chất: HCl 3 M, HCl 6 M, HNO3 3 M, HNO3 6 M, H2SO4 3 M, H2SO4 6 M,

Na2CO3 bão hòa, CH3COOH 6 M, NaOH 6 M, BaCl2, NH4OH đặc, KI 0.1 M, K2CrO4 5%,

2.4.2 Thí nghiệm 1 Thực hành thử tính chất các cation

- Lấy 0.5ml dung dịch mẫu Ag + vào ống nghiệm, thêm 3÷5 giọt dung dịch HCl 6

M, lắc đều rồi li tâm gạn bỏ dung dịch và thu kết tủa trắng

+ Na2CO3 đun, khuấy, ly tâm (3 - 5 lần)

+ CH3COOH 6N đun nóng, CH3COONa tinh thể + K2CrO4 5%

+ (NH4)2SO4, khuấy, ly tâm

Dung dịch phân tích DD 1: cation nhóm 2 (Ca 2+ , Ba 2+ , Sr 2+ , Pb 2+ ) và cation nhóm 3, 4,5

KT 2: BaSO4 , CaSO4 , SrSO4 , PbSO4  DD 2: dung dịch cation nhóm 3, 4, 5

KT 2,1: BaCO3, CaCO3 , SrCO3 , PbCO3

KT 2,2: BaCrO4vàng, PbCO4vàng DD 2,1: Ca 2+ , Sr 2+

+ H2SO4(l), ethanol, khuấy, ly tâm

Thêm 5 giọt dung dịch NH3 vào ống nghiệm chứa kết tủa và lắc đều cho đến khi kết tủa tan hoàn toàn Sau đó, tiếp tục thêm 3-5 giọt dung dịch HNO3 3 M vào ống nghiệm Quan sát hiện tượng xảy ra, giải thích và ghi chép vào mẫu báo cáo thí nghiệm.

Hình 2.3 Màu sắc kết tủa AgCl

- Lấy 0.5 ml dung dịch mẫu Pb 2+ vào ống nghiệm Thêm 3÷5 giọt dung dịch HCl 6

M, lắc đều rồi li tâm gạn bỏ dung dịch, thu kết tủa Thêm 0.5 ml nước cất vào ống nghiệm chứa kết tủa và đun nóng đến khi kết tủa tan hết thì thêm vào vài giọt KI Quan sát hiện tượng và điền vào mẫu báo cáo thí nghiệm

Lấy 0.5 ml dung dịch mẫu Pb 2+ cho vào ống nghiệm và thêm 3 đến 5 giọt KI 0.1 M, sau đó quan sát hiện tượng xảy ra Đun nóng ống nghiệm cho đến khi kết tủa tan hoàn toàn, rồi để nguội dung dịch đến nhiệt độ phòng và tiếp tục quan sát hiện tượng Cuối cùng, điền thông tin vào mẫu báo cáo thí nghiệm.

Hình 2.4 Màu sắc kết tủa PbI 2

Chú ý : PbCl2 khó kết tủa nên cần lắc đều dung dịch sau khi thêm thuốc thử rồi để yên

- Lấy 0.5 ml dung dịch mẫu Ba 2+ vào ống nghiệm, thêm vào đó 10 giọt dung dịch

Để thu được kết tủa, đầu tiên hãy cho H2SO4 loãng vào ống nghiệm, lắc đều và ly tâm Tiếp theo, thêm 10 giọt dung dịch Na2CO3 bão hòa vào ống nghiệm chứa kết tủa, đun sôi, ly tâm và gạn để thu lấy kết tủa Lặp lại quy trình này từ 3 đến 4 lần để đảm bảo thu được toàn bộ kết tủa.

Thêm 10 giọt dung dịch CH3COOH 6 M vào ống nghiệm chứa kết tủa và khuấy cho đến khi tan hết Tiếp theo, thêm 5 giọt dung dịch K2CrO4 5% và lắc đều Quan sát các hiện tượng và ghi lại trong mẫu báo cáo thí nghiệm.

- Thêm tiếp 5 giọt dung dich NaOH 6 M trên vào ống nghiệm và lắc đều Quan sát hiện tượng và điền vào mẫu báo cáo thí nghiệm

Hình 2.5 Màu sắc kết tủa BaCO 3 và BaCrO 4

• Thử tìm ion Ca 2+ trong hỗn hợp 3 cation Ca 2+ , Pb 2+ ,Ba 2+ :

- Lấy vào ống nghiệm lần lượt 0.2 ml dung dịch các cation Ca 2+ , Pb 2+ ,Ba 2+ , khuấy đều

- Thêm vào đó 10 giọt H2SO4 loãng, lắc đều; sau đó thêm 10 giọt C2H5OH, lắc đều rồi ly tâm thu kết tủa trắng

Thêm 10 giọt dung dịch Na2CO3 bão hòa vào ống nghiệm chứa kết tủa, sau đó đun sôi và ly tâm để thu lấy kết tủa Lặp lại quy trình này từ 3 đến 4 lần để thu được kết tủa cuối cùng.

Thêm 10 giọt dung dịch CH3COOH 6 M vào ống nghiệm chứa kết tủa và khuấy cho đến khi tan hết Sau đó, thêm 5 giọt dung dịch K2CrO4 5% và lắc đều Cuối cùng, ly tâm và gạn lấy dung dịch.

- Thêm vài giọt (NH4)2C2O4 vào dung dịch thu được và lắc đều Quan sát các hiện tượng và điền vào mẫu báo cáo thí nghiệm

Hình 2.5 Màu sắc kết tủa CaC 2 O 4

Trước khi phân tích mẫu bài tập, sinh viên có thể tạo mẫu bằng cách trộn từ 2 đến 4 cation thuộc nhóm 1 và 2 từ các dung dịch riêng lẻ Sau đó, tiến hành nhận biết từng cation tương tự như thí nghiệm nhận biết Ca 2+ trong hỗn hợp Ca 2+, Ba 2+ và Pb 2+.

2.4.3 Thí nghiệm 2 Phân tích hệ thống mẫu bài tập chứa hỗn hợp cation nhóm 1, 2

- Xây dựng sơ đồ hệ thống cho hỗn hợp 4 cation Ag + , Pb 2+ , Ca 2+ , Ba 2+

- Nhận mẫu bài tập thực tế từ phòng thí nghiệm: Phân tích và tìm 3 ÷ 4 cation trong mẫu bài tập theo hướng dẫn ở Bảng 2.4

Bảng 2.4 Quy trình tiến hành phân tích một số cation nhóm 1, 2 bao gồm Ag + , Pb 2+ , Ca 2+ , Ba 2+

Tiến hành thí nghiệm

Na2CO3 bão hòa, CH3COOH 6 M, NaOH 6 M, BaCl2, NH4OH đặc, KI 0.1 M, K2CrO4 5%,

- Lấy 0.5ml dung dịch mẫu Ag + vào ống nghiệm, thêm 3÷5 giọt dung dịch HCl 6

M, lắc đều rồi li tâm gạn bỏ dung dịch và thu kết tủa trắng

+ Na2CO3 đun, khuấy, ly tâm (3 - 5 lần)

+ CH3COOH 6N đun nóng, CH3COONa tinh thể + K2CrO4 5%

+ (NH4)2SO4, khuấy, ly tâm

Dung dịch phân tích DD 1: cation nhóm 2 (Ca 2+ , Ba 2+ , Sr 2+ , Pb 2+ ) và cation nhóm 3, 4,5

KT 2: BaSO4 , CaSO4 , SrSO4 , PbSO4  DD 2: dung dịch cation nhóm 3, 4, 5

KT 2,1: BaCO3, CaCO3 , SrCO3 , PbCO3

KT 2,2: BaCrO4vàng, PbCO4vàng DD 2,1: Ca 2+ , Sr 2+

+ H2SO4(l), ethanol, khuấy, ly tâm

Thêm 5 giọt dung dịch NH3 vào ống nghiệm chứa kết tủa và lắc đều cho đến khi kết tủa tan hoàn toàn Sau đó, tiếp tục thêm 3 đến 5 giọt dung dịch HNO3 3 M vào ống nghiệm Quan sát hiện tượng xảy ra và giải thích, sau đó điền thông tin vào mẫu báo cáo thí nghiệm.

Hình 2.3 Màu sắc kết tủa AgCl

- Lấy 0.5 ml dung dịch mẫu Pb 2+ vào ống nghiệm Thêm 3÷5 giọt dung dịch HCl 6

M, lắc đều rồi li tâm gạn bỏ dung dịch, thu kết tủa Thêm 0.5 ml nước cất vào ống nghiệm chứa kết tủa và đun nóng đến khi kết tủa tan hết thì thêm vào vài giọt KI Quan sát hiện tượng và điền vào mẫu báo cáo thí nghiệm

Để tiến hành thí nghiệm, lấy 0.5 ml dung dịch mẫu Pb 2+ cho vào ống nghiệm Sau đó, thêm 3 đến 5 giọt KI 0.1 M và quan sát hiện tượng xảy ra Đun nóng ống nghiệm cho đến khi kết tủa tan hết, sau đó để nguội dung dịch về nhiệt độ phòng và tiếp tục quan sát hiện tượng Cuối cùng, điền thông tin vào mẫu báo cáo thí nghiệm.

Hình 2.4 Màu sắc kết tủa PbI 2

Chú ý : PbCl2 khó kết tủa nên cần lắc đều dung dịch sau khi thêm thuốc thử rồi để yên

- Lấy 0.5 ml dung dịch mẫu Ba 2+ vào ống nghiệm, thêm vào đó 10 giọt dung dịch

Để thu được kết tủa, cho H2SO4 loãng vào ống nghiệm, lắc đều và ly tâm Tiếp theo, thêm 10 giọt dung dịch Na2CO3 bão hòa vào ống nghiệm chứa kết tủa, đun sôi, ly tâm và gạn lấy kết tủa Lặp lại quy trình này từ 3 đến 4 lần để thu hồi toàn bộ kết tủa.

Thêm 10 giọt dung dịch CH3COOH 6 M vào ống nghiệm chứa kết tủa và khuấy cho đến khi tan hoàn toàn Sau đó, thêm 5 giọt dung dịch K2CrO4 5% và lắc đều Quan sát hiện tượng và ghi lại trong mẫu báo cáo thí nghiệm.

- Thêm tiếp 5 giọt dung dich NaOH 6 M trên vào ống nghiệm và lắc đều Quan sát hiện tượng và điền vào mẫu báo cáo thí nghiệm

Hình 2.5 Màu sắc kết tủa BaCO 3 và BaCrO 4

• Thử tìm ion Ca 2+ trong hỗn hợp 3 cation Ca 2+ , Pb 2+ ,Ba 2+ :

- Lấy vào ống nghiệm lần lượt 0.2 ml dung dịch các cation Ca 2+ , Pb 2+ ,Ba 2+ , khuấy đều

- Thêm vào đó 10 giọt H2SO4 loãng, lắc đều; sau đó thêm 10 giọt C2H5OH, lắc đều rồi ly tâm thu kết tủa trắng

Thêm 10 giọt dung dịch Na2CO3 bão hòa vào ống nghiệm chứa kết tủa, sau đó đun sôi và ly tâm để thu lấy kết tủa Lặp lại quy trình này từ 3 đến 4 lần để thu được kết tủa cuối cùng.

Thêm 10 giọt dung dịch CH3COOH 6 M vào ống nghiệm chứa kết tủa và khuấy cho đến khi tan hoàn toàn Sau đó, thêm 5 giọt dung dịch K2CrO4 5% và lắc đều Cuối cùng, ly tâm và gạn lấy dung dịch.

- Thêm vài giọt (NH4)2C2O4 vào dung dịch thu được và lắc đều Quan sát các hiện tượng và điền vào mẫu báo cáo thí nghiệm

Hình 2.5 Màu sắc kết tủa CaC 2 O 4

Trước khi phân tích mẫu bài tập, sinh viên có thể tạo mẫu bài tập bằng cách trộn từ 2 đến 4 cation thuộc các nhóm 1 và 2 từ các dung dịch riêng lẻ Sau đó, sinh viên tiến hành nhận biết từng cation tương tự như thí nghiệm nhận biết ion Ca 2+ trong hỗn hợp chứa Ca 2+, Ba 2+ và Pb 2+.

2.4.3 Thí nghiệm 2 Phân tích hệ thống mẫu bài tập chứa hỗn hợp cation nhóm 1, 2

- Xây dựng sơ đồ hệ thống cho hỗn hợp 4 cation Ag + , Pb 2+ , Ca 2+ , Ba 2+

- Nhận mẫu bài tập thực tế từ phòng thí nghiệm: Phân tích và tìm 3 ÷ 4 cation trong mẫu bài tập theo hướng dẫn ở Bảng 2.4

Bảng 2.4 Quy trình tiến hành phân tích một số cation nhóm 1, 2 bao gồm Ag + , Pb 2+ , Ca 2+ , Ba 2+

Lấy mẫu phân tích từ 0.5 đến 1ml, sau đó đun nhẹ và thêm từng giọt dung dịch acid HCl loãng (từ 3 M đến 6 M) cho đến khi đạt được môi trường acid mạnh, nhằm kết tủa hoàn toàn cation nhóm 1 Tiến hành ly tâm để thu kết tủa (KT1) nhằm xác định các ion nhóm 1 ở bước 2 và 3, đồng thời thu dung dịch (DD1) để xác định các ion nhóm 2 ở bước 4 trong hai ống nghiệm khác nhau.

Kiểm tra xem kết tủa đã hoàn toàn chưa bằng cách để lắng và nhỏ từ từ 1 giọt acid HCl theo thành ống nghiệm Quan sát nếu nơi giọt HCl rơi xuống bị vẩn đục, hãy tiếp tục thêm vài giọt HCl cho đến khi kết tủa hoàn toàn.

- Rửa kết tủa KT1 bằng vài giọt nước lạnh

Thêm 5 giọt nước cất vào ống nghiệm chứa KT1 rồi khuấy nhẹ và đun nóng khoảng 1-2 phút Nhanh chóng li tâm gạn lấy dung dịch DD1,1 nóng (để xác định Pb 2+ ) và kết tủa KT1,1 (để xác định Ag + ở bước 3) vào 2 ống nghiệm

Dùng DD1,1 để xác định Pb 2+ như ở mục 2.4.2 Quan sát hiện tượng, giải thích và kết luận

Xác định Ag + trong kết tủa KT1,1 như ở mục 2.4.2 Quan sát hiện tượng, giải thích và kết luận

Lấy 0.5 ml dung dịch DD1 vào ống nghiệm Thêm từng giọt dung dịch

Đun sôi nhẹ dung dịch H2SO4 3 M cho đến khi kết tủa hoàn toàn, sau đó để nguội Từ từ thêm từng giọt C2H5OH 96 °C cho đến khi không còn kết tủa xuất hiện, đồng thời khuấy đều Cuối cùng, ly tâm để thu hồi kết tủa KT2.

Rửa sạch KT2,2 bằng nước cất Thêm 1 mL NaOH 2 N vào ống nghiệm chứa KT2,2 rồi đun nhẹ Ly tâm thu DD2,2 và kết tủa KT2,3

Thêm 1 mL dung dịch Na2CO3 bão hòa vào KT2, sau đó lắc đều và đun nóng Tiến hành ly tâm và gạn lấy kết tủa, lặp lại quy trình này từ 3 đến 4 lần để thu được kết tủa KT2,1.

Lưu ý - Đun sôi nhẹ để kết tủa vón cục, dễ tách

- Để kết tủa hoàn toàn Ca 2+ chú ý cho lượng C2H5OH vừa đủ, nếu cho quá dư pH dung dịch tăng sẽ làm thủy phân một số cation khác

- Kiểm tra đã chuyển hết kết tủa MeSO4 thành kết tủa MeCO3 chưa

Thêm từng giọt dung dịch CH3COOH 2 M vào KT2,1 cho đến khi kết tủa hoàn toàn tan Sau đó, cho thêm vài hạt CH3COONa và khuấy đều cho đến khi chúng tan hết Tiếp tục thực hiện các bước tiếp theo.

5 giọt dung dịch K2CrO4 5% đến khi dung dịch có màu vàng rồi ly tâm, thu dung dịch DD2,1 và kết tủa KT2,2

Thêm vài giọt (NH4)2C2O4 5% vào DD2,1 Quan sát hiện tượng, giải thích và kết luận

Rửa sạch KT2,2 bằng nước cất Thêm 1 mL NaOH 2 N vào ống nghiệm chứa KT2,2 rồi đun nhẹ Ly tâm thu DD2,2 và kết tủa KT2,3

Thêm 1 vài giọt dung dịch CH3COOH 2 M vào ống nghiệm chứa KT2,3 Quan sát hiện tượng, giải thích và kết luận

Thêm 1 vài giọt dung dịch HCl 3 M vào dung dịch DD2,2, lắc kĩ Quan sát hiện tượng, giải thích và kết luận

Lưu ý: nếu không tìm thấy Pb 2+ trong nhóm 1 thì có thể bỏ qua bước này

Câu hỏi và bài tập ôn tập Cation nhóm 1

1 Tại sao khi tách nhóm 1 ra khỏi nhóm khác dùng thuốc thử là acid HCl loãng mà không dùng acid HCl đặc?

2 Tại sao khi rửa sạch kết tủa nhóm 1 phải bằng nước nguội có thêm acid HCl loãng?

3 Dựa vào đâu tính chất hoá học nào để tách được cation Pb 2+ ra khỏi kết tủa AgCl,

Hg2Cl2 và phân tích riêng nó

4 Tại sao khi tìm cation Ag + ở giai đoạn cuối bằng HNO3 phải acid hóa dung dịch đến môi trường acid? Điều này có ý nghĩa gì trong thực tế thực hành?

CATION NHÓM 3, 4 - PHÂN TÍCH CATION NHÓM 2, 3, 4

Đặc tính chung của các cation nhóm 3: Cr 3+ , Al 3+ , Zn 2+ , Sn 2+ , Sn 4+ , và nhóm 4

Cation nhóm 3 bao gồm Cr 3+, Al 3+, Zn 2+, Sn 2+, và Sn 4+, với dung dịch của chúng hầu hết không màu, ngoại trừ Cr 3+ có màu xanh Các muối của cation nhóm 3 thường bị thuỷ phân, đặc biệt muối của Sn có mức độ thuỷ phân mạnh nhất, khiến chúng thường tồn tại trong môi trường acid Hydroxide của các cation này có tính chất lưỡng tính và dễ chuyển thành các gốc acid tương ứng trong môi trường kiềm dư, bao gồm [Al(OH)4]- (Aluminate), [Cr(OH)4]- (Chromite), [Zn(OH)4]2- (Zincate), và [Sn(OH)6]2- (stannate) Tính chất acid - base của các gốc này có sự thay đổi đáng kể.

[Cr(OH)4] - , [Al(OH)4] - , [Zn(OH)4] - , [Sn(OH)6] -

Có thể sử dụng kiềm dư để tách nhóm 3 khỏi các nhóm khác, nhưng [Cr(OH)4] - dễ tạo thành các Chromite khó tan như Zn(CrO2)2, Mg(CrO2)2 và Mn(CrO2)2 Khi đun nóng, [Cr(OH)4] - còn bị thủy phân, tạo thành Cr(OH)3 khó tan Do đó, ngoài việc sử dụng kiềm dư, cần thêm H2O2 để oxy hóa [Cr(OH)4] - thành CrO4 2- theo phản ứng.

Vậy thuốc thử của các cation nhóm 3 là kiềm dư và H2O2

Cation nhóm 4 gồm có các cation Fe 2+ , Fe 3+ , Mn 2+ , Mg 2+ Trong dung dịch cation

Fe 3+ có màu vàng, cation Fe 2+ có màu xanh nhạt, cation Mn 2+ có màu hồng nhạt, cation

Mg 2+ là ion không màu Các cation thuộc nhóm 4 phản ứng với natri hydroxide (NaOH) hoặc amoni hydroxide để tạo ra các hydroxide không tan trong kiềm dư Do đó, thuốc thử cho các cation nhóm 4 là NaOH.

3.1.1 Các phản ứng đặc trưng của cation nhóm 3: Cr 3+ , Al 3+ , Zn 2+

- Tác dụng với thuốc thử NaOH hoặc KOH

Tất cả các cation nhóm 3 đều tạo thành kết tủa hydroxide lưỡng tính dễ tan trong kiềm dư tạo thành [Cr(OH)4] - , [Al(OH)4] - , [Zn(OH)4] -

Cr 3+ + 3OH - → Cr(OH)3 xanh

Cr(OH)3  + OH - → [Cr(OH)4] -

[Cr(OH)4] - không bền, khi đun sôi dễ bị thuỷ phân để tái tạo lại kết tủa Cr(OH)3

Al 3+ + 3OH - → Al(OH)3 trắng

Al(OH)3  + OH - → [Al(OH)4] -

Khi đun sôi [Al(OH)4] - với muối NH4 + sẽ thu lại được kết tủa Al(OH)3

Zn 2+ + 2OH - → Zn(OH)2 trắng

Zn(OH)2  + 2OH - → [Zn(OH)4] -

[Zn(OH)4] - sẽ bị thuỷ phân tạo thành phức chất [Zn(NH3)4] 2+ khi có mặt ion NH4 +

Do đó, muốn thu được kết tủa Zn(OH)2  từ [Zn(OH)4] - , có thể cho dung dịch này tác dụng với acid yếu nhưng không dùng NH4 +

- Tác dụng với dung dịch NH 3

Các cation nhóm 3 tác dụng với dung dịch NH3 tạo kết tủa:

Cr 3+ + 3NH3 + 3H2O → Cr(OH)3 xanh + 3NH4 +

Al 3+ + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3 trắng + 3NH4 +

Zn 2+ + 2NH3 + H2O → Zn(OH)2 trắng + 2NH4 +

Zn(OH)2 và Al(OH)3 có thể hòa tan một phần trong dung dịch NH3 đặc Để kết tủa hoàn toàn hai hydroxide này, nên sử dụng hỗn hợp đệm NH3 và NH4Cl.

Al(OH)3 + 6NH3 → [Al(NH3)6] 3+ + 3OH - Zn(OH)2 + 4NH3 → [Zn(NH3)4] 2+ + 2OH -

- Tác dụng với thuốc thử Na 2 CO 3 , K 2 CO 3

2Al 3+ + 3CO3 2- + 3H2O → 2Al(OH)3 + 3CO2 2Cr 3+ + 3CO3 2- + 3H2O → 2Cr(OH)3 + 3CO2 2Zn 2+ + 2CO3 2- + H2O → Zn2(OH)2CO3 + CO2 Hay: 3Zn 2+ + 3CO3 2- + H2O → Zn3(OH)2(CO3)2 + CO2

Al 3+ tác dụng với thuốc thử H2S trong môi trường trung tính hoặc kiềm yếu (dung dịch NH3), tạo ra kết tủa Al(OH)3:

NH3 + H2S → (NH4)2S 2AlCl3 + 3(NH4)2S → Al2S3 + 6NH4Cl

Zn 2+ tác dụng với thuốc thử H2S tạo ra kết tủa trắng ZnS ở điều kiện môi trường pH

 2 ZnS tan trong acid vô cơ, nhưng không tan trong CH3COOH và NaOH

Zn 2+ + H2S →ZnS trắng, vô định hình + 2H +

- Phản ứng đặc trưng tìm Cr 3+ bằng thuốc thử Benzidin

Khi có mặt H2O2,[Cr(OH)4] - bị oxy hoá tạo ra CrO4 2- có màu vàng:

CrO4 2- trong dung dịch có thể được phát hiện bằng thuốc thử benzidin trong môi trường CH3COOH, nơi benzidin không màu sẽ được oxy hóa thành màu xanh.

- Phản ứng đặc trưng nhận biết Al 3+ bằng thuốc thử Alizarin-S

Alizarin-S tạo với Al(OH)3 thành kết tủa đỏ son (“son nhôm”) Phức Alizarinate-Al không tan trong nước và trong acid CH3COOH loãng

Thuốc thử Alizarin-S trong môi trường kiềm có màu tím, trong môi trường acid có màu vàng Chú ý: Zn 2+ , Fe 3+ , Cu 2+ … làm cản trở phản ứng nhận biết

- Phản ứng đặc trưng nhận biết Zn 2+ bằng thuốc thử Mercury (II) ammonium thiocyanate (NH 4 ) 2 [Hg(SCN) 4 ]

Thuốc thử Mercury(II) ammonium thiocyanate (NH4)2[Hg(SCN)4] phản ứng với ion Zn 2+, và khi có mặt ion Co 2+ hoặc Cu 2+, sẽ hình thành kết tủa xanh lơ Co[Hg(SCN)4]Zn[Hg(SCN)4] hoặc kết tủa tím xám Cu[Hg(SCN)4]Zn[Hg(SCN)4] trong môi trường axít loãng.

Zn 2+ + Co 2+ + 2[Hg(SCN)4] 2- = Co[Hg(SCN)4]Zn[Hg(SCN)4]

Zn 2+ + Cu 2+ + 2[Hg(SCNS)4] 2- = Cu[Hg(SCN)4]Zn[Hg(SCN)4]

Chú ý rằng ion Co 2+ và Cu 2+ có khả năng phản ứng với (NH4)2[Hg(SCN)4], tạo ra kết tủa xanh hoặc tím khi nồng độ cao Tuy nhiên, nếu nồng độ thấp, khoảng 0,02%, kết tủa sẽ không hình thành cho đến khi có sự xuất hiện của ion Zn 2+, dẫn đến hiện tượng cùng kết tủa.

Thuốc thử Al 3+ Cr 3+ Zn 2+ Sn 2+ Sn 4+

- Tan trong NaOH dư tạo

- Tan trong NaOH dư tạo [Zn(OH)4] 2-

- Tan trong NaOH dư tạo

- Tan trong NaOH dư tạo [Sn(OH)6] 2-

Zn(OH)2 trắng, NH3 dư tạo

3-Na 2 CO 3 Al(OH)3 trắng

4-H 2 S trong mt acid vô cơ loãng và

 ZnS trắng SnS  nâu SnS2  vàng

5-Một số phản ứng đặc trưng

Al(OH)3 tạo với Alizarin kết tủa son đỏ

Cr 3+ +H2O2+ NaOH dư tạo CrO4 2- vàng CrO4 2-

+ [Hg(SCN)4] 2- tạo kết tủa xanh lơ

Với Zn trong môi trường acid loãng tạo kết tủa, đun

Sn 2+ +HgCl2 sẽ tạo Hg2Cl2  trắng hay Hg  đen

3.1.2 Các phản ứng đặc trưng của cation nhóm 4

- Tác dụng với thuốc thử NaOH, NH 3

Tất cả các cation trong nhóm này phản ứng với thuốc thử NaOH hoặc NH3 để tạo ra các hydroxide ít tan trong nước Trong số đó, hydroxide Fe(OH)2 có màu trắng xanh, Fe(OH)3 có màu đỏ nâu, Mn(OH)2 có màu hồng nhạt, và Mg(OH)2 có màu trắng.

Mg 2+ + OH - → Mg(OH)2 Trong môi trường kiềm, H2O2 oxy hóa được Fe(OH)2 thành Fe(OH)3 và Mn(OH)2 thành MnO2

2Fe(OH)2 + H2O2 → 2Fe(OH)3 Mn(OH)2 + H2O2 → MnO2 + 2H2O MnO2 không tan trong HNO3 nhưngtan trong acid HCl đặc nóng và trong hỗn hợp HNO3 + H2O2:

Trong các hydroxide của cation nhóm 4, Fe(OH)2, Mg(OH)2 và Mn(OH)2 có độ tan tương đối lớn hơn, với các giá trị tan là 𝑇 𝐹𝑒(𝑂𝐻) 2 = 5.10^-15, 𝑇𝑀𝑔(𝑂𝐻) 2 = 1,2.10^-11 và 𝑇𝑀𝑛(𝑂𝐻) 2 = 4.10^-14 Những hydroxide này hoàn toàn tan trong dung dịch muối ammonium dư.

Mg(OH)2 + 2NH4 + → Mg 2+ + 2NH3 + 2H2O

Bởi vậy các cation Fe 2+ , Mg 2+ , Mn 2+ không kết tủa thành các hydroxide tương ứng trong dung dịch NH3 nếu có mặt một lượng lớn muối ammonium

- Tác dụng của Na 2 CO 3 , K 2 CO 3

Tất cả đều tạo thành kết tủa carbonate hay carbonate base

- Tác dụng của Na 2 HPO 4

Tất cả các ion đều tạo kết tủa phosphate vô định hình với Na2HPO4 Đặc biệt, khi có dung dịch NH3 và muối ammonium, ion Mg2+ sẽ tạo kết tủa trắng tinh thể nhỏ ammonium magnesium phosphate (NH4MgPO4) với Na2HPO4.

Mg 2+ + NH3 + HPO4 2- → NH4MgPO4

Trong môi trường có pH = 9 với sự hiện diện của NH3 và NH4Cl, muối NH4MgPO4 sẽ kết tủa hiệu quả nhất Ngược lại, khi pH vượt quá 9, sẽ xảy ra hiện tượng kết tủa vô định hình của Mg(OH)2, không có đặc trưng rõ ràng.

- Phản ứng đặc biệt dùng để nhận biết cation Fe 3+ và Fe 2+

NH4SCN phản ứng với cation Fe 3+ tạo ra nhiều phức chất tan màu đỏ máu, có công thức chung [Fe(SCN)n] (3-n) Phản ứng này cho phép nhận diện cation Fe 3+ ngay cả khi có mặt các ion khác, với độ nhạy cao, có thể phát hiện lượng sắt lên tới 0,25.10 -6 g trong độ loãng 1:2.10 5.

K4[Fe(CN)6] phản ứng với cation Fe3+ tạo ra kết tủa màu xanh mực đậm (xanh phổ) Fe4[Fe(CN)6]3 Kết tủa này không tan trong acid loãng nhưng lại bị phân hủy bởi kiềm và các chất tạo phức bền với Fe3+ như F-, PO4 3-, và C2O4 2-.

Fe4[Fe(CN)6]3 + 12C2O4 2- → 4[[Fe(C2O4)3] 3- + 3[Fe(CN)6] 4-

K3[Fe(CN)6] phản ứng với ion Fe2+ tạo ra kết tủa màu xanh mực (xanh Turnbull) là Fe3[Fe3(CN)6]2 Kết tủa này không tan trong acid loãng nhưng sẽ bị phân hủy bởi kiềm, tạo thành Fe(OH)2 và ion [Fe(CN)6]3-.

- Phản ứng oxy hóa Mn 2+ thành MnO 4 - màu tím

Trong dung dịch (NH4)2S2O8 có AgNO3 làm xúc tác, cation Mn 2+ bị oxy hóa thành MnO4 - có màu tím đặc trưng

2Mn 2+ + 10Ag + + 5 S2O8 2- + 8H2O → 2MnO4 - + 10SO4 2- +16H + + 10Ag + Để thực hiện phản ứng này cần chú ý một số điều kiện sau:

Để đảm bảo phản ứng diễn ra hiệu quả, lượng Mn 2+ trong dung dịch cần phải thấp, trong khi (NH4)2S2O8 cần phải có mặt với số lượng lớn Nếu Mn 2+ có mặt dư thừa, MnO4 - sẽ bị khử bởi Mn 2+, dẫn đến việc mất màu tím và hình thành kết tủa MnO2.

3Mn 2+ + 2MnO4 - + 2H2O → 5MnO2 + 4H + + Tránh thêm nhiều AgNO3 vì cation Ag 2+ được tạo ra sẽ làm dung dịch có màu vàng

Tiến hành thí nghiệm

Na2CO3 bão hòa, CH3COOH 6 M, NaOH 2 M, BaCl2, dung dịch NH3 đặc, KI 0.1 M,

K2CrO4 5%, C2H5OH 96 o , (NH4)2C2O4 5%, H2O2 3%,CH3COONa tinh thể, NH4Cl tinh thể, thuốc thử Alizarin, thuốc thử Benzidin, dung dịch NH4NO3 6 M, dung dịch Na2HPO4

0.5 M, dung dịch NH4SCN 2 M, dung dịch K4[Fe(CN)6] 1 M, dung dịch K3[[Fe(CN)6] 1

M, dung dịch AgNO3 0.5 M, PbO2 rắn

DD 4,1: Fe 3+ , Mg 2+ , Mn 2+ , Cu 2+ ,Ni 2+ , Hg 2+

+ Na2CO3 tới thoáng đục + H2O2 + dd NH3dư, đun nóng, ly tâm

+ HNO3 3M + H2O2, đun nóng chia dung dịch làm 2 phần

+ HNO3 + H2O2 cô cạn, ly tâm

KT4,5: Fe(OH)3, Mg(OH)2, MnO2, Cu(OH)2, Ni(OH)2, HgO

KT4: Fe(OH)3, Mg(OH)2, MnO2

+ NH4NO3, đun nóng, ly tâm

DD 5: [Cu(NH3)4] 2+ , [Ni(NH3)4] 2+ , [Hg(NH3)4] 2+

→ dung dịch màu đỏ máu hoặc → dung dịch xanh phổ

+ NH4SCN hoặc K4[Fe(CN)6]

Để tiến hành thí nghiệm, lấy 0.5 ml dung dịch Al 3+, sau đó thêm một ít tinh thể NH4Cl và vài giọt dung dịch NH3 đậm đặc nhằm tạo ra môi trường kiềm Quan sát sự hình thành kết tủa và đưa ra giải thích cho hiện tượng này.

Thêm vài giọt Alizarin vào kết tủa và khuấy đều Đun nhẹ ống nghiệm rồi để nguội đến nhiệt độ phòng Tiếp theo, thêm vài giọt acid CH3COOH 6 M vào môi trường acid Quan sát kết tủa đỏ son tạo thành và giải thích hiện tượng này.

Hình 3.3 Màu sắc phức Alizarinate-Al

Lấy 0.5 ml dung dịch Cr 3+ vào ống nghiệm, sau đó thêm 10 giọt NaOH 2 M và 5 giọt H2O2 Lắc đều ống nghiệm và đun sôi trên ngọn lửa đèn cồn Quan sát sự thay đổi màu của dung dịch và giải thích hiện tượng này.

Đun sôi kỹ dung dịch cho đến khi không còn bọt khí để loại bỏ H2O2 Sau đó, để ống nghiệm nguội đến nhiệt độ phòng và thêm vài giọt dung dịch acid CH3COOH 6 M cho đến khi môi trường trở nên acid Tiếp tục thêm vài giọt dung dịch Benzidine và quan sát hiện tượng xảy ra để giải thích.

Hình 3.4 Màu sắc của phản ứng oxi hóa thuốc thử benzidin bởi ion CrO 4 2-

- Lấy một giọt dung dịch Fe 3+ vào ống nghiệm rồi thêm một giọt dung dịch

NH4SCN Quan sát hiện tượng và giải thích

Để thực hiện thí nghiệm, bạn cần một mẩu giấy lọc và nhỏ một giọt dung dịch K4[Fe(CN)6] vào giữa miếng giấy Sau đó, dùng ống mao quản lấy dung dịch Fe3+ và chấm vào giữa miếng giấy lọc Quan sát sự thay đổi màu sắc trên miếng giấy lọc và đưa ra giải thích về hiện tượng này.

Hình 3.5 Màu sắc phức chất của cation Fe 3+ với thuốc thử NH 4 SCN

Lấy 0.5ml dung dịch Mg 2+ vào ống nghiệm, sau đó thêm vài giọt dung dịch NH3 và lắc đều Tiếp tục, cho vào ống nghiệm vài giọt dung dịch Na2HPO4 và đun nóng Quan sát các hiện tượng xảy ra và giải thích chúng.

• Thử tìm cation Mg 2+ trong hỗn hợp cation Ca 2+ , Al 3+ , Mg 2+ , Fe 3+ :

- Lấy vào ống nghiệm 0.5 ml dung dịch các cation Ca 2+ , Al 3+ , Mg 2+ , Fe 3+ và lắc đều để tạo mẫu hỗn hợp cation

Lấy 0.5 ml dung dịch mẫu hỗn hợp vào ống nghiệm, thêm 10 giọt H2SO4 loãng và lắc đều Sau đó, thêm 10 giọt C2H5OH, lắc đều ống nghiệm một lần nữa Tiến hành ly tâm để thu được dung dịch (DD2) và kết tủa trắng (KT2).

- Lấy dung dịch DD2 đem cụ cạn cũn ẵ thể tớch rồi thờm NaOH đến dư, khuấy đều và ly tâm, gạn thu dung dịch (DD3) và kết tủa (KT4)

Để tách và xác định cation Mg 2+, rửa sạch KT4 từ 1 đến 2 lần bằng nước cất nóng Sau đó, thêm vài giọt NH4NO3, khuấy đều và đun nóng Cuối cùng, ly tâm để thu được kết tủa Fe(OH)3 và dung dịch chứa Mg 2+ (DD4,2).

- Thêm vào dung dịch DD4,2 3 giọt dung dịch NH4OH và 5 giọt dung dịch Na2HPO4 và đun nóng ống nghiệm

Hình 3.6 Màu sắc kết tủa MgHPO 4

Để tách cation Ca 2+ khỏi nhóm Mg 2+, cần thêm vài giọt dung dịch (NH4)2C2O4 và CH3COOH vào dung dịch DD4,2 đã được đun nóng Quá trình này sẽ tạo ra kết tủa CaC2O4, sau đó cần ly tâm và loại bỏ kết tủa Dung dịch còn lại sẽ được sử dụng để xác định cation Mg 2+ bằng cách thêm Na2HPO4 trong môi trường NH4OH.

Trước khi tiến hành phân tích mẫu bài tập, sinh viên có thể tạo ra mẫu bằng cách pha trộn từ 2 đến 4 cation thuộc các nhóm 2, 3, 4 từ các dung dịch riêng lẻ Sau đó, sinh viên sẽ thực hiện nhận biết từng cation tương tự như trong thí nghiệm nhận biết Mg 2+ trong hỗn hợp Ca 2+, Al 3+, Mg 2+ và Fe 3+.

3.3.3 Thí nghiệm 2 Phân tích hệ thống mẫu bài tập chứa hỗn hợp cation nhóm 2, 3,

- Xây dựng sơ đồ hệ thống cho hỗn hợp 6 cation Ba 2+ , Ca 2+ , Al 3+ , Cr 3+ , Fe 3+ , Mg 2+

- Nhận mẫu bài tập thực tế từ phòng thí nghiệm: Phân tích và tìm 3 ÷ 4 cation trong mẫu bài tập

Bảng 3.3 Tiến hành phân tích một số cation nhóm 2, 3, 4 Bao gồm Ba 2+ , Ca 2+ , Al 3+ , Cr 3+ , Fe 3+ , Mg 2+

1 Tách và xác định ion nhóm

Lấy mẫu phân tích (0.5÷1ml) vào ống nghiệm và thêm vào đó thuốc thử nhóm 2

Ly tâm, thu dung dịch DD2 và kết tủa KT2 Nhận biết Ca 2+ , Ba 2+ từ kết tủa KT2

Cụ cạn dung dịch DD2 đến cũn ẵ thể tớch Thờm từ từ dung dịch NaOH

2 M đến dư và vài giọt H2O2 rồi đunnhẹ Ly tâm, thu vào hai ống nghiệm lần lượt dung dịch DD3 chứa ion nhóm 3 và kết tủa KT4 chứa ion nhóm

Al 3+ Đun nhẹ DD3 để cô cạn bớt rồi thêm vài hạt tinh thể NH4Cl và vài giọt

NH3 đặc Khuấy dung dịch rồi đun nhẹ, sau đó ly tâm, gạn thu dung dịch DD3,1 và kết tủa KT3,1 vào hai ống nghiệm

Thêm vào ống nghiệm chứa KT3,1 vài giọt thuốc thử Alizarin và vài giọt

CH3COOH 6 M đến môi trường acid Quan sát hiện tượng và kết luận

Quan sát màu của dung dịch DD3,1; nếu có CrO4 2-, dung dịch sẽ có màu vàng Đun nóng nhẹ DD3,1 để loại bỏ hoàn toàn H2O2, sau đó thêm vài giọt CH3COOH 6N để tạo môi trường acid Tiếp tục thêm vài giọt thuốc thử Benzidin, sau đó quan sát hiện tượng và rút ra kết luận.

Thêm vài giọt dung dịch NH4NO3 vào ống nghiệm chưa KT4, sau đó khuấy đều và đun nhẹ Tiến hành ly tâm để thu kết tủa KT4,1 và dung dịch DD4 vào hai ống nghiệm.

Thêm từ từ từng giọt HNO3 6 M vào ống nghiệm chứa KT4,1 cho đến khi kết tủa hoàn toàn hòa tan Sau đó, tiếp tục nhỏ vài giọt thuốc thử NH4SCN vào ống nghiệm Quan sát hiện tượng và rút ra kết luận.

Thêm vài giọt thuốc thử Na2HPO4 12% vào ống nghiệm chứa DD4 Quan sát hiện tượng và kết luận

1 Trình bày sơ đồ phân tích các cation nhóm 3 và giải thích các phản ứng xảy ra trong sơ đồ phân tích?

2 Giải thích vai trò của dung dịch NaOH và H2O2 trong quá trình tách nhóm 3 ra khỏi các nhóm khác?

3 Giải thích vai trò của NH4Cl trong việc tách Al 3+ ra khỏi Zn 2+ và CrO4 2- Viết phương trình phản ứng?

4 Hòa tan hỗn hợp có cùng số mol của BaCl2, AlCl3, Pb(NO3)2 trong nước Hãy đề xuất cách để phân tích hỗn hợp?

5 Từ dung dịch kiềm [Al(OH)4] - có mấy cách để kết tủa lại Al(OH)3 Giải thích và viết phương trình phản ứng xảy ra?

6 Để nhận biết sự có mặt của cation Al 3+ trong dung dịch, có thể dùng thuốc thử nào trong số các chất sau, vì sao? a) Dung dịch NH4OH đặc b) Dung dịch Na2S c) Dung dịch Alizarin-S

1 Tại sao ta có thể dùng dung dịch NaOH dư và dung dịch H2O2 để tách nhóm 4 ra khỏi nhóm 3?

2 Trình bày sơ đồ phân tích các cation nhóm 4, giải thích các phản ứng xảy ra trong sơ đồ phân tích?

3 Tại sao khi có muối ammonium NH4 + trong dung dịch thì ion Mg 2+ sẽ không kết tủa được?

4 Giải thích vai trò của H2O2 trong môi trường kiềm và môi trường acid trong hệ thống phân tích?

5 Giải thích vai trò của NH4NO3 khi tách cation Mg 2+ ra khỏi MnO2 và Fe(OH)3

Có thể dùng NH4Cl thay cho NH4NO3 được không?

6 Hòa tan hoàn toàn một ít bột Fe trong acid HCl, thêm dần dung dịch NH3 vào cho đến dư Dự đoán hiện tượng xảy ra trong dung dịch? Nếu thêm H2O2 thì sẽ có hiện tượng gì xảy ra?

CATION NHÓM 5, 6 - PHÂN TÍCH HỆ THỐNG CATION NHÓM 4, 5, 6 37 4.1 Đặc tính chung của các cation nhóm 5: Cu 2+ , Hg 2+ , Ni 2+ và nhóm 6: Na + , K + , NH 4 + 37

Các phản ứng đặc trưng của cation nhóm 5, 6: Cu 2+ , Hg 2+ , Ni 2+ , Na + , K + , NH 4 +

4.2.1 Các phản ứng đặc trưng của cation nhóm 5: Cu 2+ , Hg 2+ , Ni 2+

- Tác dụng với thuốc thử NaOH

Cu 2+ + 2OH - → Cu(OH)2  xanh lục Khi đun nóng lâu, Cu(OH)2 mất nước tạo thành CuO màu đen:

Cu(OH)2 → CuO  + H2O Kết tủa Cu(OH)2 dễ tan trong acid loãng và tan trong dung dịch NH3 tạo thành

Cu(OH)2 + 4NH3 → Cu(NH3)4 2+ + 2OH -

Kết tủa Cu(OH)2 tan một phần trong các dung dịch kiềm đặc tạo thành cupric màu xanh xám Cupric dễ bị phá hủy khi pha loãng

Ni 2+ + 2OH - → Ni(OH)2  lục nhạt

Kết tủa Ni(OH)2 tan trong các acid vô cơ và tan trong dung dịch NH3 tạo thành

Khi có mặt kiềm, nước Bromine hoặc nước Chlorine, kết tủa Ni(OH)2 sẽ chuyển thành kết tủa Ni(OH)3, màu đen:

2Ni(OH)2 + Br2 + 2OH - → 2Ni(OH)3  + 2Br -

Khi thêm một lượng nhỏ dung dịch kiềm vào dung dịch muối Hg 2+ (pH < 2) thì muối base màu đỏ gạch nhạt xuất hiện:

Hg 2+ + OH - → HgOH + đỏ gạch

Tiếp tục thêm kiềm vào đến pH = 12 thì hydroxide thủy ngân hình thành nhưng không bền, phân hủy ngay thành Mercury oxide (HgO) màu vàng và nước:

HgOH + + OH - → Hg(OH)2  Hg(OH)2 → HgO  + H2O

- Tác dụng với dung dịch NH 3

Các ion nhóm 5 tạo với dung dịch NH3 dư các phức ammomia:

Cu 2+ + 4NH3→ Cu(NH3)4 2+ xanh lam đậm

Hg 2+ + 4NH3 → Hg(NH3)4 2+ Đây là phản ứng đặc trưng để nhận biết cation Cu 2+

- Tác dụng với thuốc thử H 2 S hoặc Na 2 S

Cu 2+ + H2S → CuS  màu đen + 2H + CuS không tan trong acid H2SO4, HCl đặc nhưng tan trong HNO3:

3CuS + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 3S 0 + 2NO + 4H2O

• Ni 2+ : Trong môi trường acid, NiS không hình thành NiS có ba dạng thù hình ,

Dạng mới sinh α-NiS có khả năng tan trong acid vô cơ loãng, nhưng sau một thời gian, α-NiS sẽ chuyển đổi thành dạng β-NiS và γ-NiS Các dạng β-NiS và γ-NiS chỉ tan trong nước cường thủy hoặc trong dung dịch acid có chứa chất oxi hóa như KClO3 hoặc H2O2.

Hg 2+ kết hợp với S 2- tạo thành HgS, một kết tủa màu đen Tích số tan của HgS rất nhỏ (THgS = 4.10 -53), vì vậy HgS không tan trong các axit như HCl, H2SO4, HNO3 ngay cả khi đun nóng Tuy nhiên, HgS có thể tan trong nước cường thủy, trong HCl khi có chất oxi hóa và trong sulfide của kim loại kiềm.

3HgS + 6HCl + 2HNO3 → 3HgCl2 + 2NO + 3S 0 + 4H2O 3HgS + 6HCl + KClO3 → 3HgCl2 + 3S 0 + KCl + 3H2O

- Tác dụng với thuốc thử KCN

Các cation nhóm 5 phản ứng với KCN tạo phức dạng [Me(CN)4] 2-

- Tác dụng với thuốc thử NH 4 SCN hoặc KSCN

NH4SCN tạo với Hg 2+ kết tủa trắng Hg(SCN)2 dễ tan trong thuốc thử dư do tạo thành muối phức (NH4)2Hg(SCN)4

- Tác dụng của thuốc thử Dimethylglyoxim (thuốc thử Chugaev) với Ni 2+ Đây là phản ứng đặc trưng của niken Trong dung dịch NH4, dimethylglioxim tạo với

Ni 2+ muối nội phức màu đỏ theo phản ứng:

Nickel bis(dimethylglyoximate) là hợp chất rất ít tan trong nước

- Tác dụng với thuốc thử Na 2 S 2 O 3

Ion thiosulfate tác dụng với Hg 2+ và Cu 2+ tạo kết tủa sulfide theo các phản ứng:

Hg 2+ + 3S2O3 2- + 2H + → HgS  (đen) + 2S  + SO4 2- + H2O + 2SO2

- Tác dụng với thuốc thử KI

• Hg 2+ : Khi thêm một lượng nhỏ dung dịch KI vào dung dịch muối thủy ngân

Ion thủy ngân Hg 2+ tạo ra kết tủa đỏ đặc trưng là HgI2 Kết tủa này hòa tan trong dung dịch KI dư, hình thành muối phức K2[HgI4] Dung dịch muối phức này trong môi trường kiềm đặc được gọi là thuốc thử Nestle.

Hg 2+ + 2I - → HgI2  đỏ cam HgI2 + 2I - → [HgI4] 2- không màu

• Cu 2+ : KI tác dụng với Cu 2+ tạo kết tủa trắng của đồng (I) iodide:

- Tác dụng với thuốc thử SnCl 2

Thuốc thử SnCl2 có khả năng khử HgCl2 thành Hg2Cl2, tạo ra kết tủa màu trắng không tan trong nước Khi tiếp tục thêm SnCl2, Hg2Cl2 sẽ được khử thành Hg có màu đen Phản ứng này rất nhạy và đặc trưng cho ion Hg 2+.

2HgCl2 + [SnCl4] 2- = Hg2Cl2(trắng) + [SnCl6] 2-

Hg2Cl2 + [SnCl4] 2- = 2Hg(đen) + [SnCl6] 2-

Bảng 4.1 Bảng tóm tắt các phản ứng của các cation nhóm 5

Thuốc thử Hg 2+ Cu 2+ Ni 2+

NaOH HgO  vàng Cu(OH)2 xanh Ni(OH)2 

Dung dịch NH 3 dư Hg(NH3)4 2+ Cu(NH3)4 2+ Ni(NH3)4 2+

H 2 S hay Na 2 S 2 O 3 trong môi trường acid yếu HgS  đen CuS  đen

KI HgI2  màu đỏ tan trong thuốc thử dư tạo HgI4 2-

NH 4 SCN Hg(SCN)2  màu trắng, tan trong thuốc thử dư

Cu(SCN)2 đen Kết tủa màu lục sáng, tan trong thuốc thử dư

Dung dịch SnCl 2 trong kiềm dư Hg 0  đen - -

Dimetylglioxim - - Kết tủa màu đỏ

4.2.2 Các phản ứng đặc trưng của cation nhóm 6 (Na + , K + , NH 4 + )

• Thuốc thử Garola Na 3 Co(NO 2 ) 6

Trong môi trường trung tính hoặc acid yếu như axit axetic (CH3COOH), ion K+ và NH4+ đều phản ứng với thuốc thử Garola để tạo ra kết tủa tinh thể vàng Cụ thể, ion K+ tạo thành K2Na[Co(NO2)6], trong khi ion NH4+ tạo thành (NH4)2Na[Co(NO2)6].

2K + + Na + + [Co(NO2)6] 3- → K2Na[Co(NO2)6]  tinh thể vàng

Nếu trong dung dịch có mặt Ag + , độ nhạy của phản ứng sẽ tăng vì tạo thành

K2AgCo(NO2)6 có độ tan nhỏ hơn

• Thử màu ngọn lửa: K + cho ngọn lửa màu tím

Ion K + tạo với acid picric kết tủa màu vàng:

K + + C6H2(NO2)3OH → C6H2(NO2)3OK  vàng + H + Tuy nhiên, NH4 + cũng có phản ứng tương tự:

NH4 + + C6H2(NO2)3OH → C6H2(NO2)3O NH4  vàng + H +

Do đó, cần loại NH4 + bằng kiềm trước khi nhận biết K +

• Thuốc thử Kontop: Zn(UO2)3(CH3COO)8

Trong môi trường trung tính hay acid yếu (CH3COOH), thuốc thử Kontop tạo với

Na + và NH4 + kết tủa tinh thể vàng lục

Na + + Zn(UO2)3.(CH3COO)8 + CH3COO - + 9H2O→NaZn(UO2)3(CH3COO)9.9H2O 

• Thử màu ngọn lửa: Na + cho ngọn lửa màu vàng

• Thuốc thử Nessler (K2[HgI4] + KOH)

Khi thêm thuốc thử Nessler trong kiềm vào dung dịch muối ammonium thì khí ammonia (NH3) sinh ra tạo với thuốc thử một kết tủa màu nâu đỏ

Chú ý: Nếu lượng NH4 + rất ít thì chỉ tạo thành dung dịch màu vàng Các ion Fe 3+ ,

Các ion Cr 3+, Co 2+ và Ni 2+ gây cản trở do hình thành hydroxide màu, trong khi các ion Hg 2+, Sb 2+, Sb 3+ và Sn 2+ có khả năng phản ứng với I- Để khắc phục tình trạng này, có thể sử dụng muối KNaC4H4O6 (muối Rochelle) để che chắn các ion trên.

Khi ion NH4 + phản ứng ứng với dung dịch kiềm và được đun nóng, khí NH3 sẽ được tạo ra

Có thể nhận ra được bằng: - Mùi khai

- Làm xanh giấy quỳ tẩm ướt

- Hóa nâu giấy lọc tẩm thuốc thử Nessler

1 Na 3 [Co(NO 2 ) 6 ]  tinh thể trắng

 tinh thể vàng (NH4)2Na[Co(NO2)6]

2 Zn(UO 2 ) 3 (CH 3 COO) 8  tinh thể vàng lục

5 Phản ứng nhuộm màu ngọn lửa

4.3 Sơ đồ phân tích hệ thống cation nhóm 5

Na2CO3 bão hòa, CH3COOH 6 M, NaOH 2 M, BaCl2, NH4OH đặc, KI 0,1M, K2CrO4 5%,

C2H5OH 96 o , (NH4)2C2O4 5%, H2O2 3%,CH3COONa, NH4Cl, NH4OH đặc, thuốc thử Alizarin, thuốc thử Benzidin 2% trong rượu ethanol C2H5OH, NH4NO3 6 M, Na2HPO4 0,5

M, NH4SCN 2 M, K4[Fe(CN)6] 1 M, K3[[Fe(CN)6] 1 M, AgNO3 0.5 M, PbO2 rắn, Na2S2O3

0,5 M, muối KnaC4H4O6, dimetylglioxim 1% trong rượu ethanol C2H5OH

4.4.2 Thí nghiệm 1 Thực hành phân tích cation

- Lấy 3-5 giọt dung dịch NH4 + cho vào ống nghiệm, thêm 3-5 giọt dung dịch NaOH

- Lấy một mảnh giấy lọc nhỏ và tẩm vào đó thuốc thử Nessler rồi đặt trên miệng ống nghiệm Quan sát hiện tượng và giải thích

Hg2Cl2  trắng hoặc Hg đen → có Hg 2+

Dung dịch phân tích DD 5: [Cu(NH3)4] 2+ , [Ni(NH3)4] 2+ , [Hg(NH3)4] 2+

KT 5,1: HgS đen , Cu2S đen

DD 5,3: Hg 2+ trắng dung dịch xanh đậm, phức [Cu(NH3)4] 2+

+ HCl đặc + Na2S2O3, đun kỹ, ly tâm

+ HNO3 đặc, khuấy, ly tâm +NH4OH

Trong thí nghiệm, lấy 5 giọt dung dịch Na+ vào ống nghiệm, sau đó thêm vài giọt CH3COOH và vài giọt Zn(UO2)3(CH3COO)8 Sử dụng đũa thủy tinh nhẹ nhàng cọ vào thành ống nghiệm và quan sát hiện tượng xảy ra Hãy giải thích các phản ứng và kết quả quan sát được.

- Lấy 5 giọt dung dịch mẫu Cu 2+ vào ống nghiệm rồi thêm dần dung dịch NH3 đặc đến khi xuất hiện kết tủa

- Tiếp tục thêm dung dịch NH3 cho tới dư (phát hiện bằng mùi ammonia NH3), lắc đều Quan sát hiện tượng và giải thích

Hình 4.2 Màu sắc phức chất Cu(NH 3 ) 4  2 +

Trong thí nghiệm, cho vào ống nghiệm 3÷5 giọt dung dịch Ni 2+ và thêm 1÷2 giọt dung dịch dimetylglioxim 1% trong rượu Sau đó, thêm NH3 cho đến khi có mùi nhẹ Quan sát hiện tượng và đưa ra giải thích về phản ứng xảy ra.

• Phân tích cation Ni 2+ trong hỗn hợp mẫu gồm nhiều cation:

- Lấy vào ống nghiệm vài giọt dung dịch Ni 2+ và vài giọt một số cation khác bất kỳ để tạo dung dịch phân tích

- Lấy một miếng giấy lọc, nhỏ vào giữa một giọt muối Rochelle (Potassium sodium tartrate, KNaC4H4O6)

Để phân tích dung dịch mẫu, sử dụng mao quản để lấy mẫu và chấm vào giữa giọt muối Rochelle Sau đó, nhỏ một giọt dung dịch Na2HPO4 Các ion khác sẽ kết tủa và nằm lại ở trung tâm của giấy lọc hoặc bị che bởi muối Rochelle.

- Nhỏ tiếp một giọt dung dịch dimethylglioxim rồi để miếng giấy lọc lên miệng lọ dung dịch NH3 Quan sát hiện tượng và giải thích

Hình 4.3 Màu sắc phức chất Dimetylglioximat nickel

Trước khi phân tích mẫu bài tập, sinh viên nên tạo mẫu bài bằng cách pha trộn 2 đến 4 cation từ các nhóm 4, 5, 6 từ các dung dịch có ion riêng lẻ Sau đó, tiến hành nhận biết từng cation tương tự như thí nghiệm nhận biết Ni 2+ trong hỗn hợp nhiều cation.

4.4.3 Thí nghiệm 2 Phân tích hệ thống mẫu bài tập chứa hỗn hợp cation nhóm 4, 5,

- Xây dựng sơ đồ hệ thống cho hỗn hợp 6 cation Fe 3+ , Mg 2+ , Ni 2+ , Cu 2+ , Na + , NH4 +

- Nhận mẫu bài tập thực tế từ phòng thí nghiệm: Phân tích và tìm 3 ÷ 4 cation trong mẫu bài tập

Bảng 4.3 Tiến hành phân tích một số cation nhóm 4, 5, 6 bao gồm Fe 3+ , Mg 2+ , Ni 2+ , Cu 2+ , Na + , NH 4 +

- Lấy vào 2 ống nghiệm, mỗi ống 5 giọt dung dịch mẫu phân tích Ion Na + và

K + được phân tích bằng các phản ứng đặc trưng lần lượt từ 2 ống nghiệm này

- Ống nghiệm 1: nhận biết NH4 + bằng thuốc thử Nessler

Để nhận biết ion Na+, thêm vài giọt K2CO3 bão hòa và KOH đặc vào ống nghiệm cho đến khi kết tủa hoàn toàn Sau đó, đun nhẹ, ly tâm và gạn bỏ kết tủa, thu hồi dung dịch Cuối cùng, thêm vài giọt CH3COOH và Zn(UO2)3(CH3COO)8 vào dung dịch này.

Quan sát hiện tượng và kết luận

- Lấy 0.5 – 1.0 ml dung dịch mẫu phân tích vào ống nghiệm

Thêm từng giọt dung dịch NH3 đặc vào ống nghiệm cho đến khi dư Khuấy đều và đun nhẹ ống nghiệm trên đèn cồn Sau đó, thực hiện ly tâm và gạn thu kết tủa KT4 cùng dung dịch DD5 vào hai ống nghiệm riêng biệt.

Thêm 5 giọt dung dịch NH4NO3 6 M vào ống nghiệm KT4, khuấy đều và đun nhẹ Sau đó, ly tâm để thu được kết tủa KT4,1 và dung dịch DD4,1, phân chia vào hai ống nghiệm riêng biệt.

Quan sát hiện tượng và kết luận.

Chia dung dịch DD5 chia làm 2 phần vào 2 ống nghiệm

- Thêm vài giọt HCl đặc và dung dịch Na2S2O3, đun kỹ, ly tâm

Quan sát hiện tượng và kết luận

- Thêm vài giọt dung dịch dimetylglioxim và vài giọt dung dịch NH3 đến khi có mùi nhẹ Quan sát hiện tượng và kết luận

1 Dựa vào tính chất nào để có thể tách nhóm 5 ra khỏi nhóm 4 Viết các phương trình phản ứng để minh họa

2 Giải thích và viết phương trình phản ứng khi tách Cu 2+ để tìm Ni 2+

3 Cho dung dịch NH3 dư tác dụng với dung dịch gồm các cation của 5 nhóm Những cation nào còn lại trong dung dịch? Làm thế nào để nhận ra cation đó?

4 Nêu màu sắc, tính tan trong nước, trong HCl, trong HNO3 của các sulfide của cation nhóm 5

5 Hãy tìm cách phát hiện các cation nhóm 5 trong hỗn hợp chung mà không cần tách

1 Giải thích và viết các phản ứng khi tìm NH4 + , K + , Na +

2 Tại sao phải tách hoàn toàn NH4 + trước khi tìm K + , Na +

3 Giải thích vì sao có thể đuổi NH4 + ra khỏi dung dịch bằng cách cô cạn và nung

4 Trình bày các phương pháp nhận biết từng cation trong các hỗn hợp sau: a) NH4 +, K + , Cl - b) Na + , K + , Cl - c) NH4 +, K + , Cl - , Na +

5 Làm thế nào để phân biệt được các dung dịch sau: NaOH; KOH; KCl; NaCl.

PHÂN TÍCH ANION

Tính chất phân tích của các cation

Trong phân tích anion, các anion được chia thành từng nhóm để thuận tiện cho việc thử nghiệm sơ bộ và khảo sát tính chất Phân tích anion chủ yếu dựa vào phương pháp phân tích riêng, với nhiều cách phân chia khác nhau Dựa vào tính phân cực, anion được chia thành ba nhóm chính.

Nhóm 1 bao gồm các anion như Cl-, Br-, I-, S2-, CN-, CNS-, [Fe(CN)6]3- và [Fe(CN)6]4- Để phát hiện và tách riêng từng anion trong nhóm này, người ta sử dụng thuốc thử AgNO3 kết hợp với HNO3 Các phản ứng đặc trưng của từng anion sẽ được áp dụng để xác định sự hiện diện của chúng một cách chính xác.

- Nhóm 2: CO3 2- , SO4 2- , SO3 2- , S2O3 2- , PO4 3- , AsO4 3- , AsO3 4- , SiO3 2- , F - , SiF6 2- , C2O4 2-

Ion CrO4 2- tạo kết tủa với các ion Ca 2+ và Ba 2+ Để định tính anion thuộc nhóm này, có thể áp dụng phương pháp riêng, phương pháp phân tích nửa hệ thống hoặc sử dụng thuốc thử đặc hiệu.

Nhóm 3 anion gồm NO3 -, NO2 -, CH3COO -, ClO3 - là những anion không phân cực và không kết tủa với Ag +, Ca 2+, Ba 2+ Để xác định anion trong nhóm này, phương pháp phân tích riêng là chủ yếu Để loại bỏ các cation gây cản trở, dung dịch phân tích cần được chuyển thành nước soda (Na2CO3), trong đó hầu hết các cation kim loại kiềm thổ và kim loại nặng sẽ kết tủa dưới dạng carbonate hoặc hydroxide.

Phản ứng đặc trưng của anion

Các anion nhóm 1 tạo kết tủa với dung dịch AgNO3

Ag + + Br - → AgBr  vàng nhạt

Ag + + S 2- tạo thành Ag2S, một kết tủa màu đen Tất cả các kết tủa này đều không tan trong HNO3 loãng Kết tủa AgCl tan dễ dàng trong dung dịch NH3, trong khi AgBr khó tan, còn AgI và Ag2S không tan trong NH3 đặc AgCl cũng tan ngay cả trong dung dịch (NH4)2CO3 10-12%.

AgCl + 2NH3 → [Ag(NH3)2] + + Cl -

Hình 5.1 Màu sắc kết tủa AgCl, AgBr, AgI

- Thuốc thử là chất oxy hoá

* Nước Cl 2 : Br - , I - bị nước Cl2 oxy hóa tạo thành Br2, I2 Có thể nhận ra Br2 từ màu nâu của dung dịch sau phản ứng

I2 có thể được phát hiện qua việc sử dụng giấy hồ tinh bột Cụ thể, khi đun nóng dung dịch chứa I2, I2 sẽ thăng hoa và khi đặt giấy hồ tinh bột lên miệng ống nghiệm, giấy sẽ chuyển sang màu xanh.

Chú ý: nước Cl 2 dư sẽ tiếp tục oxi hoá I 2 thành iodate không màu

* NaNO 2 hay KNO 2 : chỉ I - bị NO2 - oxy hóa trong môi trường acid để giải phóng I2

I - phản ứng với HgCl2 theo phản ứng:

HgCl2 + 2I - → HgI2  (đỏ da cam) + 2Cl - Nếu dư I - : HgI2 tan trong thuốc thử dư

5.2.2 Anion nhóm 2: CO 3 2- , SO 3 2- , SO 4 2- , PO 4 3-

- Thuốc thử BaCl 2 (thuốc thử nhóm): Các anion nhóm 2 đều kết tủa với Ba 2+

Ba 2+ + PO4 3- → Ba3(PO4)2  trắng Kết tủa BaSO4 không tan trong acid loãng thông thường Tất cả các kết tủa còn lại đều tan trong acid (trừ H2SO4)

Hình 6.2 Màu sắc kết tủa BaSO 4

Các anion nhóm 2 tạo các kết tủa có màu và tính chất khác nhau với dung dịch AgNO3

Kết tủa Ag2SO4 chỉ tạo thành khi nồng độ SO4 2- khá lớn Khi pha loãng, kết tủa

Ag2SO4 lại bị tan ra do tích số tan của Ag2SO4 lớn (Tt = 1.5×10 -5 )

2Ag + + SO4 2- → Ag2SO4  trắng Kết tủa Ag3PO4 tan trong acid vô cơ (trừ acid HCl, HBr, HI) và trong dung dịch NH3

3Ag + + PO4 3- → Ag3PO4  vàng Kết tủa Ag2CO3 bị phân huỷ nhanh chóng tạo Ag2O và khí CO2

2Ag + + CO3 2- → Ag2CO3  trắng

Ag2CO3 → Ag2O  đen + CO2 

Các ion CO3 2- , SO3 2- khi tác dụng với acid sẽ bị phân huỷ tạo thành khí CO2

SO3 2- + 2H + → SO2 + H2O Khí CO2 làm đục nước vôi trong:

CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O và khí SO2 làm mất màu dung dịch KMnO4, dung dịch I2

- Thuốc thử ammonium molybdate (NH 4 ) 2 MoO 4

Các ion PO4 3- , AsO4 3- , SiO3 2- tạo với thuốc thử (NH4)2MoO4 các kết tủa tinh thể vàng 3NH4 + + PO4 3- + 12MoO4 2- + 24H + → (NH4)3Pmo12O40  vàng + 12 H2O

H2SiO3 + 12(NH4)2MoO4 + 20 HNO3 → (NH4)4[SiMo12O40] + 20NH4NO3 + 11H2O

Các kết tủa này tan trong kiềm và 48enzidin, nhưng không tan trong HNO3, ngoại trừ kết tủa của ion SiO3 2- Tất cả các kết tủa này đều bị Benzidin và một số chất khử khác chuyển hóa thành phức "xanh molybden", phản ứng này rất quan trọng để nhận diện các ion Sự hiện diện của acid tactric cũng ảnh hưởng đến phản ứng này.

H2C4H4O6 chỉ tạo kết tủa với (NH4)3[Pmo12O40], trong khi AsO4 3- và SiO3 2- không tạo kết tủa do H2C4H4O6 tạo phức bền hơn với molybdate Tính chất này có thể được sử dụng để nhận diện PO4 3- thông qua phản ứng với ammonium molybdate và 48enzidine khi có mặt cả AsO4 3- và SiO3 2-.

Hình 6.3 Màu sắc kết tủa (NH 4 ) 3 Pmo 12 O 40 khi nhận biết PO 4 3-

5.2.3 Anion nhóm 3: NO 3 - , NO 2 - , CH 3 COO -

Trong môi trường acid, NO3 - và NO2 - tạo thành dung dịch nâu [FeNO] 2+

Chú ý: đối với NO3 - phải cần sử dụng acid mạnh như H2SO4 đặc, còn đối với NO2 - chỉ cần sử dụng acid yếu CH3COOH

Hình 6.4 Màu sắc vành nâu phức [FeNO] 2+ khi nhận biết NO 3 -

- Phản ứng Griess tạo màu azo

- Thuốc thử KI: trong môi trường acid mạnh, NO3 - oxy hóa I - thành I2 Tuy nhiên, ion NO2 - oxy hóa I - thành I2 ngay cả trong môi trường acid yếu như CH3COOH

Thuốc thử H2SO4 tác dụng với ion acetate CH3COO- tạo ra axit CH3COOH Khi đun nóng, axit CH3COOH sẽ bay hơi và có thể nhận biết qua mùi chua đặc trưng.

Rượu amylic và etylic phản ứng với nhau dưới tác dụng của H2SO4 đặc để tạo thành este có mùi thơm đặc trưng, giống như mùi dầu chuối Tốc độ phản ứng sẽ tăng nhanh khi được đun nóng, và có thể sử dụng một lượng nhỏ AgNO3 để làm xúc tác cho quá trình này.

- Thuốc thử FeCl 3 : ion CH3COO - tạo phức màu đỏ sẫm với ion Fe 3+

3Fe 3+ + 6CH3COO - + 2H2O → [Fe3(OH)2 (CH3COO)6] + + 2H +

Phức này bị phân huỷ khi đun nóng tạo kết tủa sắt (III) dihydroxyacetate màu đỏ nâu [Fe3(OH)2 (CH3COO)6] + + 4H2O → 3[Fe3(OH)2 (CH3COO)↓ + 2CH3COOH + H +

Các bước tiến hành phân tích anion trong hỗn hợp

5.3.1 Thử môi trường bằng giấy thử pH

Trong môi trường acid, không tồn tại ion CO3 2-, và nếu dung dịch không có mùi, cũng không có ion SO3 2- và NO2 - Ngược lại, trong môi trường kiềm hoặc trung tính, ion CO3 2- có thể xuất hiện.

5.3.2 Tách các cation kim loại nặng bằng dung dịch soda Na 2 CO 3

Lấy 2 - 3 ml dung dịch phân tích, thêm dần dung dịch Na2CO3 2 M đến phản ứng kiềm mạnh, khuấy đều, đun kỹ, ly tâm rồi tách kết tủa (trong kết tủa này có thể có PO4 3- , AsO4 3- , SiO3 2- , S 2- , nếu cần thì giữ lại để tìm các anion đó) và thu lấy dung dịch Dung dịch này được giữ lại để phân tích các anion

Tuy nhiên, nếu dung dịch phân tích đã có tính kiềm thì có thể tiến hành phân tích ngay các anion.

Phân tích mẫu bài tập dung dịch các anion

- Hóa chất: CH3COOH 6 M, (NH4)2CO3 12%, NaNO2 1 M, HNO3 đặc, H2SO4 đặc, AgNO3

0.5 M, dung dịch NH3, KI 0.5 M, FeSO4 1 M, NH4NO3 1 M, Acid sulphanilic 0.5% trong

CH3COOH 10%, HCl đặc, BaCl2 1 M, dung dịch (NH4)2MoO4 1 M, Acid Tactric 1 M, - naphthylamine 1%, HgCl2 1 M, FeCl3 1 M, rượu amylic hoặc etylic

5.4.2 Phân tích mẫu bài tập dung dịch các anion

Bảng 5.1 Tiến hành phân tích các anion.

- Lấy 0.5 ml dung dịch phân tích vào ống nghiệm sạch, thêm vài giọt

Na2CO3 bão hòa, khuấy, ly tâm rồi gạn bỏ kết tủa, thu lấy phần dung dịch (DD)

Trong quy trình thí nghiệm, đầu tiên, cho vào ống nghiệm một vài giọt dung dịch DD cùng với vài giọt HNO3 3 M và vài giọt AgNO3 Sau đó, lắc đều hỗn hợp và ly tâm để thu được kết tủa KT1 Cuối cùng, rửa sạch kết tủa KT1 bằng nước nóng từ 2 đến 3 lần.

- Thêm vài giọt (NH4)2CO3 1012% vào ống nghiệm chứa KT1 lắc đều

Ly tâm rồi gạn lấy phần dung dịch (DD1)

- Phân tích ion Cl - : Thêm vài giọt HNO3 vào DD1, quan sát hiện tượng và kết luận

Để phân tích ion Br-, lấy một vài giọt dung dịch vào ống nghiệm, thêm 10 giọt nước chlorine cho đến dư và vài giọt chloroform, sau đó lắc đều Quan sát hiện tượng xảy ra và đưa ra giải thích cũng như kết luận về phản ứng.

- Phân tích ion I - : Lấy vào ống nghiệm khác một vài giọt dung dịch DD, thêm vào đó vài giọt nước chlorine và vài giọt chloroform, rồi lắc đều Đặt

1 mảnh giấy lọc có tẩm hồ tinh bột lên miếng ống nghiệm Đun nóng nhẹ ống nghiệm Quan sát hiện tượng, giải thích và kết luận

Lấy 5 giọt dung dịch phân tích vào ống nghiệm, sau đó thêm 5 giọt dung dịch BaCl2 1 M trong môi trường acid HCl hoặc HNO3 Quan sát hiện tượng xảy ra và rút ra kết luận từ kết quả quan sát.

- Lấy vào ống nghiệm 34 giọt mẫu phân tích, thêm vào vài giọt H2O2 rồi đun sôi vài phút

- Sau đó thêm vào ống nghiệm 34 giọt HCl 4 M, quan sát hiện tượng và kết luận

Chú ý: H2O2 được sử dụng để loại bỏ các ion cản trở như SO3 2- , S2O3 2-

Lấy 2  3 giọt dung dịch phân tích vào ống nghiệm rồi thêm 23 giọt dung dịch HNO3 đặc Đun nóng ống nghiệm rồi thêm vào đó 2-3 giọt thuốc thử ammonium molipdate Quan sát hiện tượng và kết luận

- Lấy 10 giọt dung dịch mẫu phân tích vào ống nghiệm rồi thêm vài giọt dung dịch acid H2SO4 2 M, sau đó thêm khoảng 5 giọt dung dịch FeCl3

10% Quan sát màu của dung dịch trong ống nghiệm

- Thêm vào ống nghiệm một ít nước cất rồi đun đến sôi

Quan sát các hiện tượng và kết luận

- Lấy vào ống nghiệm 23 giọt dung dịch acid sunfanilic 0,5% trong

CH3COOH 10%, thêm 1ml dung dịch -naphthylamine, nhỏ tiếp vài giọt dung dịch mẫu phân tích Quan sát hiện tượng và kết luận

- Lấy vào ống nghiệm 56 giọt dung dịch mẫu phân tích, thêm vào 10 giọt

H2SO4 đặc và lắc đều

Nhỏ từ từ vài giọt dung dịch Fe 2+ vào thành ống nghiệm, đảm bảo hai lớp dung dịch không hòa lẫn Để ống nghiệm đứng yên trong khoảng 1 đến 2 phút và quan sát hiện tượng xảy ra.

Chú ý: NO2 - trong mẫu phân tích gây cản trở phản ứng này Nếu phát hiện

NO2 - từ thí nghiệm trước thì cần phải loại trước chúng bằng ure hoặc

Câu hỏi và bài tập ôn tập

1 Hãy trình bày các hiện tượng xảy ra khi thêm dần dung dịch AgNO3 vào dung dịch

Trong quá trình thí nghiệm, các ion Cl-, Br-, và I- được sử dụng với nồng độ 0.01 M cho đến khi dư Sau khi lọc lấy kết tủa, kết tủa này được cho tác dụng với hỗn hợp đệm gồm NH3 0.25 M, Ag+ 0.01 M, và KNO3 0.25 M Sau đó, dung dịch được lọc tách và acid hóa từ từ bằng HNO3 Hiện tượng xảy ra trong thí nghiệm này cần được giải thích rõ ràng.

2 Mô tả hiện tượng xảy ra khi thêm dần nước chlorine vào lần lượt các dung dịch Br - và I - Làm thế nào để phát hiện được Br - và I - trong hỗn hợp NaBr và KI bằng nước clo

3 Hãy giải thích vì sao bằng cách thay đổi pH có thể oxi hóa lần lượt Cl - , Br - và I - bằng KMnO4

4 Cho biết tính tan của các muối: BaCO3; BaSO4; BaSO3 trong HCl, trong acid

CH3COOH Làm thế nào để phân biệt được các muối trên?

5 Trình bày phương pháp nhận biết các ion NO2 -, NO3 - trong hỗn hợp của chúng

6 Acid hóa hỗn hợp chứa các ion: NO2 -, S 2- , I - , Cl - có hiện tượng gì xảy ra?

7 Giải thích hiện tượng thực nghiệm sau đây: Thêm dần dung dịch NaNO2 vào dung dịch I2 (trong KI) cho tới dư Khi ấy dung dịch mất màu nâu đen

Thêm từng giọt HCl vào hỗn hợp lại thu được dung dịch có màu nâu đen

6 BÀI 6 PHÂN TÍCH MẪU BÀI TẬP LÀ DUNG DỊCH CÁC

CATION VÀ ANION YÊU CẦU CẦN ĐẠT

1 Trình bày, tiến hành và giải thích được một số cách thử sơ bộ đối với dung dịch mẫu để dự đoán cation và anion trước khi tiến hành phân tích hệ thống

2 Xây dựng và thực hiện các bước phân tích để phát hiện đúng cation và anion trong dung dịch mẫu phân tích

3 Giải thích được các hiện tượng xảy ra trong quá trình phân tích

Phân tích định tính một dung dịch mẫu bao gồm các bước chính như sau: đầu tiên, cần thực hiện nhận xét và thử sơ bộ mẫu phân tích để xác định tính chất ban đầu; tiếp theo là phân tích anion để xác định các ion âm có trong dung dịch; sau đó, tiến hành phân tích cation để nhận diện các ion dương; cuối cùng, cần tổng hợp và nhận xét kết quả phân tích để đưa ra kết luận chính xác về thành phần của dung dịch mẫu.

6.1 Nhận xét và thử sơ bộ

Nhận xét và thử nghiệm sơ bộ dung dịch mẫu phân tích cung cấp thông tin quan trọng cho người phân tích, giúp định hướng cho quá trình phân tích hệ thống, phân tích nửa hệ thống hoặc phân tích riêng biệt.

6.1.1 Quan sát màu dung dịch

Một số ion có màu trong dung dịch được thể hiện trong Bảng 6.1

Bảng 6.1 Màu sắc của dung dịch phân tích khi có mặt một số ion đặc trưng Màu dung dịch Những ion có thể có mặt

Xanh lục Cu 2+ , Cr 3+ , phức amin của Cu 2+ , phức clorua của Co 2+ , MnO4 2-

Xanh ve Ni 2+ , phức amin của Ni 2+

Hồng, đỏ cam Co 2+ , Cr2O7 2- , MnO4 - (nồng độ thấp)

Vàng CrO4 2- , Fe 3+ , [Fe(CN)6] 4- , I2 loãng

Khi trong dung dịch có nhiều ion, màu sắc của dung dịch sẽ là sự kết hợp của màu sắc từng ion, và màu sắc này có thể thay đổi tùy thuộc vào nồng độ của các ion Một số ion có màu có thể tồn tại dưới dạng phức chất với màu sắc khác hoặc thậm chí không màu.

Khi dung dịch chứa đồng thời Co 2+ và Cu 2+, màu sắc của dung dịch có thể là tím lục, tím hồng hoặc xanh tím Fe 3+ có màu vàng, nhưng phức chất FeF6 3- lại không màu, trong khi đó FeSCN 2+ có màu đỏ máu Co 2+ mang màu hồng, nhưng phức CoCl4 2- lại có màu xanh.

Thử sơ bộ về màu sắc của dung dịch mẫu phân tích có thể tiến hành theo Bảng 6.2

Bảng 6.2 Thử sơ bộ về màu sắc dung dịch mẫu phân tích

Tiến hành Hiện tượng Kết luận

Dung dịch mẫu phân tích + dung dịch Na2CO3 bão hòa, khuấy, đun sôi, ly tâm để thu nhận dung dịch và kết tủa

Dung dịch có màu Màu của anion Kết tủa có màu Màu của cation Màu dung dịch mất đi Có thể có Cl2, Br2, I2

6.1.2 Nhận xét về mùi của dung dịch

Khi dung dịch có mùi khai của NH3, có thể tồn tại cation NH4+; nếu dung dịch

6.1.3 Thử môi trường pH của dung dịch

Sử dụng giấy quỳ hoặc giấy pH để kiểm tra môi trường của dung dịch phân tích, từ đó xác định giá trị pH Giá trị pH này sẽ giúp đưa ra những kết luận sơ bộ, được trình bày trong Bảng 6.3.

Bảng 6.3 Thử môi trường pH của dung dịch pH của dung dịch phân tích Kết luận

Môi trường acid mạnh Có thể có mặt HCl, H2SO4, NaHSO3, NH4Cl

Không có ion CO3 2- , HCO3 -, SO3 2-

Trong môi trường acid, các ion có tính oxi hóa và khử như I- và NO2-, MnO4-, Cr2O7^2- không thể tồn tại đồng thời và phản ứng với nhau.

Môi trường trung tính hoặc base

Có thể có các ion kim loại kiềm, kiềm thổ

Các phức của các cation với NH3, CN - , F - , v.v , ví dụ Ag(NH3)2 + , Cu(NH3)4 2+

Các anion của các kim loại có hyđroxyt lưỡng tính: AlO2 - , ZnO2 2- , CrO2 - , SnO2 2- , SnO3 2-

Các anion kim loại ở trạng thái oxi hóa cao MnO4 - , CrO4 2- , Cr2O7 2- , AsO4 3-

Có thể có mặt các anion

Dùng dây Platin nhúng dung dịch phân tích và đốt trên ngọn lửa đền gas, một số cation sẽ cho màu ngọn lửa đặc trưng

Bảng 6.4 Màu ngọn lửa của một số cation

Vàng Na + Đỏ tía Li +

PHÂN TÍCH MẪU BÀI TẬP LÀ DUNG DỊCH CÁC CATION VÀ ANION 53 6.1 Nhận xét và thử sơ bộ

Phân tích các anion

Trong quá trình phân tích hóa học, việc phân tích các anion thường được thực hiện trước để nhận biết từng loại anion trong dung dịch Hầu hết các anion không ảnh hưởng đến việc phân tích cation, nhưng nếu có anion cản trở, cần loại bỏ chúng trước khi tiến hành phân tích cation Do đó, việc phân tích anion trước cation là một bước quan trọng để đảm bảo độ chính xác trong kết quả phân tích.

Phân tích các cation

Dựa vào kết quả phân tích anion để suy luận về sự tồn tại các cation trong dung dịch

- Nếu dung dịch không chứa kết tủa mà có SO4 2- thì không có cation Ba 2+ , Sr 2+ , Ca 2+ ,

Pb 2+ , nếu có anion Cl - hoặc Br - , I - , SCN - thì không có cation Ag + , Hg2 2+ , có thể không có cation Pb 2+

- Nếu dung dịch trung tính hoặc base mà có anion CO3 2- thì không có các cation tạo kết tủa carbonate hoặc hydroxide.

Phân tích mẫu bài tập

Bảng 6.6 Tiến hành phân tích các cation và anion có trong mẫu dung dịch

1 Nhận xét, thử sơ bộ

- Quan sát và nhận xét về màu sắc của dung dịch mẫu

- Nhận xét về mùi của mẫu

- Thử pH của dung dịch trên giấy thử pH Đưa ra nhận xét sơ bộ về sự có mặt của các ion trong dung dịch mẫu thử

Lấy vào ống nghiệm một vài giọt dung dịch mẫu và lần lượt phân tích các anion theo mục 5.4.2

Quan sát các hiện tượng và kết luận

Từ kết quả phân tích anion, nhận xét sơ bộ về các cation có thể có trong mẫu phân tích

Tiến hành phân tích các cation theo sơ đồ phân tích hệ thống ở Hình 7.1

Tiến hành phân tích theo sơ đồ hệ thống hỗn hợp các cation từ nhóm 1 đến nhóm 5 theo phương pháp acid – base:

Hình 6.1 Sơ đồ phân tích hệ thống cation nhóm 1, 2, 3, 4, 5

Dung dịch phân tích + HCl 3N, ly tâm

(Phân tích theo sơ đồ nhóm 1)

Kết tủa cation nhóm 4: Fe(OH)3,

Dung dịch cation nhóm 5: [Cu(NH3)4] 2+ , [Ni(NH3)4] 2+ , [Hg(NH3)4] 2+

(Phân tích theo sơ đô nhóm 5)

+ H2SO4 loãng + C2H5OH , ly tâm đun cạn bớt + NaOH dư + H2O2, đun, ly tâm

+ HNO3 + H2O2, đun đến tan + Na2CO3 đến thoáng đục + NH4OH đặc dư, ly tâm

1 Nêu sơ đồ phân tích các cation nhóm 2, giải thích các phản ứng xảy ra trong sơ đồ phân tích

2 Muốn chuyển hóa muối BaSO4 thành BaCO3 nồng độ CO3 2- trong dung dịch ít nhất phải gấp bao nhiêu lần nồng độ SO4 2- ? Tại sao?

4 Vai trò của H2O2 trong sơ đồ phân tích cation nhóm 3?

6 Cộng kết là gì? Muốn tách hoàn toàn các cation nhóm 4 ra khỏi nhóm 5 ta phải làm gì?

8 Tại sao khi có muối NH4 + trong dung dịch thì ion Mg 2+ không kết tủa được?

9 Phản ứng phân tích các anion halogenua, xác định riêng phần từng ion halogenua trong hỗn hợp Phản ứng phân tích các anion SO4 2- , CO3 2- , PO4 3- Phản ứng phân tích các anion NO3 - , NO2 -

CÁC PHƯƠNG PHÁP PHÂN TÍCH ĐỊNH LƯỢNG

Cơ sở lý thuyết của phương pháp phân tích thể tích

7.2.1 Một số khái niệm: dung dịch chuẩn gốc, dung dịch chuẩn làm việc, dung dịch phân tích, điểm tương đương, điểm cuối

Phân tích thể tích là phương pháp xác định hàm lượng chất thông qua việc đo thể tích dung dịch thuốc thử có nồng độ chính xác, gọi là dung dịch chuẩn Dung dịch chuẩn được thêm từ buret vào dung dịch phân tích, tác dụng đủ với chất định phân Quá trình này được gọi là chuẩn độ, và khi đã thêm đủ thuốc thử, ta đạt được điểm tương đương Điểm cuối là thời điểm kết thúc quá trình chuẩn độ, thường không trùng với điểm tương đương, dẫn đến sai số trong chuẩn độ Để xác định điểm tương đương, người ta sử dụng các chất chỉ thị gây ra hiện tượng quan sát được như đổi màu hoặc kết tủa gần điểm đó.

7.2.2 Các phương pháp chuẩn độ

Tùy theo trình tự tiến hành chuẩn độ, người ta chia thành các phương pháp chuẩn độ sau:

Chuẩn độ trực tiếp là quá trình thêm từ từ dung dịch chuẩn từ buret vào dung dịch định phân trong bình nón Trong quá trình này, thuốc thử R sẽ tác dụng trực tiếp với chất định phân X.

Dựa vào nồng độ của dung dịch chuẩn và thể tích đã tiêu tốn, cùng với phương trình phản ứng, chúng ta có thể tính toán lượng chất X đã tham gia vào phản ứng.

Chuẩn độ ngược là phương pháp xác định lượng chất X bằng cách thêm một thể tích chính xác dung dịch chuẩn R vào chất định phân, sau đó chuẩn độ lượng thuốc thử R dư bằng thuốc thử R’ thích hợp Dựa vào thể tích và nồng độ của các dung dịch chuẩn R và R’ cùng với phương trình phản ứng, ta có thể tính toán lượng chất X hoặc nồng độ của nó Phương pháp này thường được áp dụng để định lượng các chất tham gia vào các phản ứng xảy ra chậm hoặc khi không có chất chỉ thị phù hợp để xác định X qua phản ứng giữa R và X.

• Chuẩn độ thay thế: cho chất định phân X tác dụng với một hợp chất thích hợp khác

MY để tạo thành hợp chất MX và giải phóng ra Y:

Sau đó chuẩn độ Y bằng dung dịch thuốc thử thích hợp rồi dựa vào nồng độ và thể tích của nó để tính lượng chất X

Chuẩn độ gián tiếp là phương pháp định lượng chất X khi không thể tiến hành chuẩn độ trực tiếp Phương pháp này yêu cầu chuyển chất X vào một hợp chất thích hợp, trong đó chứa ít nhất một nguyên tố có thể xác định trực tiếp bằng thuốc thử thích hợp.

• Chuẩn độ phân đoạn: trong một số trường hợp có thể chuẩn độ lần lượt các chất

X, Y, Z… trong cùng một dung dịch bằng một hoặc hai dung dịch chuẩn

7.2.3 Các loại nồng độ và mối liên hệ giữa chúng

Nồng độ thể tích của một chất lỏng được xác định bằng tỉ lệ giữa thể tích của chất lỏng và thể tích của dung môi, thường là nước Ví dụ, dung dịch HCl 1:4 bao gồm 1 phần thể tích HCl đặc và 4 phần thể tích nước.

Nồng độ phần trăm khối lượng C% (w/w) của một chất trong dung dịch là số gam chất đó tan trong 100 g dung dịch

Ví dụ: dung dịch ethanol thường gặp có nồng độ 95% (w/w), có nghĩa là có 95 g ethanol trong 100 g dung dịch, 5 g còn lại là nước

Nồng độ phần trăm thể tích C% (v/v) của một chất trong dung dịch là số ml chất đó tan trong 100 ml dung dịch

Nồng độ phần triệu (ppm) và nồng độ phần tỉ (ppb) được sử dụng để biểu diễn số gam chất tan trong một triệu hoặc một tỉ gam mẫu Công thức tính ppm là khối lượng chất tan chia cho khối lượng mẫu.

Khối lượng riêng của dung dịch loãng xấp xỉ 1.0 g/ml, do đó 1 ppm tương ứng với 1 µg/ml và 1 ppb tương ứng với 1 ng/ml.

Hàm lượng của mangan (Mn) trong một mẫu thép là 450 ppm, có nghĩa là trong mỗi triệu gam mẫu thép sẽ có 450 gam Mn, tương đương với 1 gam mẫu sẽ chứa 0.45 mg Mn Đối với các chất khí, nồng độ phần triệu (ppm) thường được tính theo thể tích; ví dụ, nồng độ heli là 6.3 ppm, tức là trong một lớp khí quyển có chứa 6.3 ml khí heli.

Là số mol chất tan trong 1 lít dung dịch, kí hiệu CM (mol/L hoặc M)

Nếu m là số gam chất tan trong V lít dung dịch và M là phân tử khối của chất tan đó thì nồng độ mol CM được tính theo công thức:

Ví dụ: dung dịch NaOH 0.1 M là dung dịch chứa 0.1 mol NaOH hoặc 0.1×40 = 4 g

NaOH trong 1 lít dung dịch

7.2.3.4 Mối liên hệ giữa các loại nồng độ

Mối liên hệ giữa các loại nồng độ được thể hiện ở Bảng 7.1

Bảng 7.1 Công thức thể hiện mối liên hệ giữa các loại nồng độ

Trường hợp Công thức Ghi chú

M d: khối lượng riêng của dung dịch

CM – ppm ppm = CM,A × MA×1000

7.2.4 Cách pha các dung dịch:

Ống fixanal, hay còn gọi là ống chuẩn, là dụng cụ chứa một lượng chất tinh khiết cụ thể để pha chế các dung dịch chuẩn gốc Khi hòa tan hóa chất trong ống fixanal vào bình định mức 1 L, ta sẽ thu được dung dịch có nồng độ 0.1 M, như được ghi trên nhãn Từ dung dịch này, có thể pha loãng để tạo ra các dung dịch với nồng độ phù hợp, và trong quá trình pha loãng, cần sử dụng pipette bầu và bình định mức để đảm bảo độ chính xác.

Pha từ chất rắn Để pha các dung dịch từ chất rắn có sẵn, cần phải tính lượng hoá chất cần dùng theo các cách như sau:

Khối lượng chất A cần phải cân mA (g) được tính theo công thức: mA = CM,A (mol/l)×

Trong đó: CM,A: nồng độ mol của dung dịch A (M)

MA: phân tử khối của A

Ví dụ: khối lượng K2Cr2O7 cần lấy để pha 100 ml dung dịch K2Cr2O7 0.003 M là m = C 𝑀 ×M×V

• Theo nồng độ phần trăm

Khối lượng chất A cần phải cân mA (g) được tính theo công thức: mA = 𝑚 𝑑𝑑 𝐶%

100 (g) Trong đó: mdd: khối lượng dung dịch A (g)

Chú ý: nếu pha dung dịch bằng nước với nồng độ A tương đối loãng, có thể thay thế mdd bằng thể tích dung dịch (Vdd, ml)

Tiến hành pha dung dịch bằng cách hoà tan lượng chất rắn đã tính toán được trong một thể tích dung môi phù hợp

• Pha chế các dung dịch có nồng độ được biểu thị theo tỉ lệ thể tích giữa hóa chất đặc và nước cất

Nồng độ các dung dịch trong phòng thí nghiệm được thể hiện thông qua tỉ lệ thể tích giữa hóa chất đặc và nước cất, như mô tả trong Bảng 7.2.

Bảng 7.2 Biểu thị nồng độ theo tỉ lệ hoá chất đặc và nước cất

Tên hóa chất Thể tích hóa chất đậm đặc Thể tích nước cất Biểu thị nồng độ

Trong cách biểu diễn nồng độ, số liệu trước dấu “/” thể hiện tỷ lệ thể tích của hóa chất đậm đặc, trong khi số liệu sau dấu “/” chỉ tỷ lệ thể tích của nước cất.

Để pha dung dịch HCl 1:2, bạn cần đong 400 ml nước cất vào cốc thủy tinh Sau đó, từ từ thêm 200 ml HCl đặc vào cốc nước cất và khuấy đều để hòa tan.

Để pha loãng dung dịch từ dung dịch đậm đặc, bạn có thể sử dụng công thức C1.V1 = C2.V2 Trong đó, C1 là nồng độ của dung dịch đậm đặc, V1 là thể tích cần lấy từ dung dịch đó, C2 là nồng độ của dung dịch pha loãng và V2 là thể tích dung dịch pha loãng cần có.

Trong công thức này, bạn có thể sử dụng bất kỳ loại nồng độ và đơn vị thể tích nào, miễn là các đơn vị ở hai vế của biểu thức phải giống nhau.

Ví dụ: Tính thể tích dung dịch HCl đặc (36.5 %) cần dùng để pha được 100 ml dung dịch HCl 0.1 M

Trước hết, tính nồng độ mol của dung dịch HCl đặc CM,đ = 10dC%

Sau đó sử dụng công thức pha loãng để tính thể tích HCl đặc cần lấy để pha được 100 ml dung dịch HCl ~0.1 M: Vđ = 𝐶 𝑀,𝑙 ×𝑉 𝑙

7.2.5 Tính toán và báo cáo kết quả phân tích

CHUẨN ĐỘ ACID – BASE

Giới thiệu chung

Phương pháp chuẩn độ acid base là phương pháp phân tích thể tích dựa trên phản ứng trung hòa giữa acid và base

Acid là những hợp chất hóa học có khả năng phân ly để tạo ra ion hydronium khi hòa tan trong nước, theo định nghĩa của thuyết Arrhenius Ngoài ra, acid còn được hiểu là chất cho proton theo thuyết Bronsted-Lowry, hoặc là chất nhận cặp electron theo khái niệm của Lewis.

Các acid có thể được phân loại thành:

1 Hai nhóm tùy thuộc vào hằng số phân li: a Acid mạnh: có hằng số phân li lớn, như hydrochloric acid b Acid yếu: có hằng số phân li nhỏ, như acetic acid

2 Hai nhóm dựa vào khả năng proton hoá: a Đơn acid: phân li vào nước tạo ra một ion hydronium, ví dụ như: HCl, HNO3,

CH3COOH b Đa acid: phân li vào nước tạo ra nhiều hơn một ion hydronium, ví dụ như: H2SO4,

Base có thể được định nghĩa là những hợp chất hóa học phân ly tạo ra ion hydroxide

OH - khi hòa tan trong nước (theo thuyết Arrhenius) hoặc là chất nhận proton (theo thuyết Bronsted Lowry) hay là chất cho cặp electron (khái niệm Lewis)

Các base được phân loại thành hai nhóm dựa trên hằng số phân li: base mạnh, như natri hydroxide, có hằng số phân li lớn; và base yếu, như dung dịch ammonia, có hằng số phân li nhỏ.

Phản ứng trung hòa diễn ra giữa acid và base, tạo ra muối và nước Các phản ứng này có thể được phân loại thành bốn loại khác nhau dựa trên đặc tính của acid và base.

1 Acid mạnh và base mạnh: sản phẩm thu được là muối trung tính

2 Acid mạnh và base yếu: sản phẩm thu được là muối acid

3 Acid yếu và base mạnh: sản phẩm thu được là muối base

CH3COOH + NaOH ⟶ CH3COONa + H2O

4 Acid yếu và base yếu: sản phẩm thu được là muối trung hoà

CH3COOH+ NH3 ⟶ CH3COONH4

Phương pháp chuẩn độ acid-base là kỹ thuật xác định nồng độ của chất phân tích thông qua việc chuẩn độ với một acid hoặc base, đồng thời sử dụng chỉ thị acid-base để theo dõi sự thay đổi pH.

Trong dung dịch loãng, nồng độ ion H3O+ được biểu thị qua giá trị pH, được tính bằng công thức pH = -lg[H3O+] Giá trị pH thường nằm trong khoảng từ 0 đến 14, trong đó pH của dung dịch trung tính là 7.

7, của dung dịch acid < 7 và của dung dịch base < 7

Chỉ thị trong phương pháp acid-base

Các chất chỉ thị acid-base chủ yếu là các acid hoặc base hữu cơ yếu, có màu sắc khác nhau giữa dạng phân tử và dạng acid hoặc base liên hợp Chúng ta ký hiệu chất chỉ thị là acid Hind và base là Ind Trong môi trường nước, các chất chỉ thị này sẽ phân li như sau:

Ind + H2O ⇌ IndH + + OH - Kb,Ind

Quá trình phân li của các chất chỉ thị như methyl da cam và phenolphtalein gây ra sự thay đổi cấu trúc của các dạng acid và base, dẫn đến sự biến đổi màu sắc của dung dịch Sự thay đổi này được minh họa rõ nét trong Hình 8.1.

Ví dụ: Methyl da cam có màu đỏ khi ở dạng ion (Ind) và màu vàng khi ở dạng phân tử (HInd)

HInd – màu vàng Ind – màu đỏ

Methyl da cam Phenolphtalein có màu hồng khi ở dạng quinone và không màu ở các dạng cấu trúc khác:

Chất chỉ thị acid-base có khoảng đổi màu đặc trưng, là khoảng pH mà mắt có thể nhận biết sự thay đổi màu sắc của chúng Khoảng đổi màu này được xác định bằng công thức: Khoảng pH chuyển màu = pKa ± 1, trong đó pKa là hằng số acid của chất chỉ thị.

Sự thay đổi màu sắc và khoảng pH đổi màu của một số chất chỉ thị acid base thường gặp được thể hiện ở Bảng 8.1

Bảng 8.1 Sự thay đổi màu của các chất chỉ thị acid base thường gặp

Chất chỉ thị Tên hóa học Khoảng đổi màu

Methyl da cam Sodium dimethylamino phenylazobenzene- sulphonic acid

Dạng lacton không màu Không màu

Dạng quinon màu hồng Không màu

Thí nghiệm 1 Xác định hàm lượng NaOH và Na 2 CO 3 trong hỗn hợp

8.2.1 Thí nghiệm 1.1 Pha và chuẩn hóa dung dịch chuẩn HCl bằng dung dịch chuẩn gốc borate

Sodium borate Na2B4O7.10H2O là muối tinh thể phổ biến, dễ tinh chế với phân tử khối lớn 381.42 Trong dung dịch, muối borate sẽ bị thuỷ phân.

H3BO3 là acid yếu, nên dung dịch borate có môi trường kiềm Phản ứng định phân HCl bằng borate thực chất là phản ứng:

Từ hai phương trình trên, có thể viết lại phản ứng hóa học xảy ra giữa HCl và dung dịch Na2B4O7 là:

Na2B4O7 + 2HCl + 5H2O ⟶2NaCl + 4H3BO3 Tại điểm tương đương, trong dung dịch có acid yếu H3BO3

Tại điểm tương đương, dung dịch có pH khoảng 5.1, và giá trị pH thực tế phụ thuộc vào nồng độ và thể tích của các chất tham gia trong quá trình chuẩn độ Giá trị pH này nằm trong khoảng chuyển màu của methyl đỏ, do đó methyl đỏ là một chỉ thị rất hiệu quả Ngoài ra, methyl da cam cũng có thể được sử dụng làm chỉ thị trong trường hợp này.

HCl đặc (36 – 38 %, d = 1.18 g/ml) Bình tam giác

Chỉ thị methyl da cam Pipette

Pha dung dịch HCl ~0.1 M từ dung dịch HCl đặc (36.5%, d = 1.18 g/ml)

Chuẩn bị khoảng 80 ml nước cất vào cốc thuỷ tinh 200 ml

Dùng pipette thẳng lấy nhanh khoảng 0.85 ml HCl đặc cho vào cốc nước cất đã chuẩn bị, khuấy đều

Thêm nước cất đến vạch 100 ml, khuấy đều

Hydrochloric acid đặc bốc khói mạnh và cả khói cùng dung dịch đều có khả năng ăn mòn mô trong cơ thể người, gây hại cho hệ hô hấp, mắt, da và ruột Vì vậy, việc pha dung dịch HCl cần được thực hiện trong tủ hút để đảm bảo an toàn.

Nồng độ phần trăm của hydrochloric acid đặc được ghi rõ trên nhãn bình hóa chất Để tính toán thể tích dung dịch acid đặc cần sử dụng, cần dựa vào nồng độ phần trăm thực tế của dung dịch.

Cân trên cân phân tích khoảng 1.907 g muối Na2B4O7.10H2O, ghi lại chính xác khối lượng muối đã cân

Hoà tan lượng muối vừa cân vào 20 ml nước cất đã chuẩn bị sẵn trong cốc 100 ml Chuyển hết lượng dung dịch thu được vào bình định mức 100 ml

Tráng cốc pha dung dịch 2 lần, mỗi lần với khoảng 20 ml nước cất rồi chuyển hết phân nước tráng vào bình định mức, lắc đều

Thêm nước cất đến vạch định mức và lắc đều

Chú ý: Nồng độ chính xác của dung dịch borate được tính lại theo khối lượng muối đã cân

Tráng burette 2 lần bằng nước cất, rồi tráng lại 2 lần bằng dung dịch HCl 0.1 M vừa pha (mỗi lần tráng dùng 4 - 8 ml HCl)

Rót dung dịch vừa pha ở trên vào burette đã rửa sạch, điều chỉnh cho mực HCl đúng vạch không 0

Sử dụng pipet để lấy chính xác 10 ml dung dịch borate 0.1 M và cho vào bình nón đã được tráng bằng nước cất Tiếp theo, thêm 1 - 2 giọt methyl đỏ hoặc methyl da cam và tiến hành chuẩn độ bằng dung dịch HCl cho đến khi màu dung dịch chuyển từ vàng sang hồng da cam.

Làm lại thí nghiệm này 3-4 lần, ghi thể tích dung dịch HCl đo được

Hình 8.2 Sự thay đổi màu sắc của methyl da cam a) trong môi trường acid, b) trong môi trường base

Để nhận biết sự đổi màu của chỉ thị, bạn có thể so sánh màu của dung dịch phân tích với một bình mẫu Cụ thể, hãy lấy 20 ml nước cất cho vào một bình nón khác và thêm dung dịch cần phân tích.

Khi thêm 1 - 2 giọt metyl đỏ và 1 - 2 giọt dung dịch HCl, dung dịch sẽ chuyển sang màu hồng Để định phân, nếu dung dịch phân tích có màu giống hệt như mẫu, thì kết quả là chính xác.

Trong thí nghiệm đầu tiên, cần nhỏ dung dịch HCl từ từ, từng giọt một Từ lần thí nghiệm thứ hai trở đi, có thể nhỏ dung dịch HCl nhanh hơn Tuy nhiên, khi thể tích tiêu thụ còn cách thể tích HCl đo được trong lần đầu khoảng 1ml, cần quay lại nhỏ từng giọt.

STT Khối lượng muối borate đã cân (g)

Thể tích dung dịch borate trong bình tam giác ở mỗi lần chuẩn độ V1 ml

Thể tích dung dịch HCl đọc trên burette

Tính toán và biểu diễn kết quả

- Nồng độ dung dịch borate được tính từ khối lượng muối borate đã cân:

- Từ phản ứng chuẩn độ: Na2B4O7 + 2HCl + 5H2O ⟶2NaCl + 4H3BO3

⟶ Số mol HCl = 2 × số mol borate = 2 ×C M,borate ×V 1

- Do đó, nồng độ của dung dịch HCl được tính theo công thức

- Tính toán độ lệch chuẩn và độ lệch chuẩn tương đối của kết quả

8.2.2 Thí nghiệm 1.2 Xác định hàm lượng các cấu tử trong hỗn hợp NaOH +

Na 2 CO 3 bằng dung dịch HCl chuẩn

Hóa chất NaOH để trong không khí sẽ hấp thụ CO2 và chuyển thành carbonate tương ứng

Do đó, dung dịch NaOH để lâu thường có lẫn Na2CO3 Hàm lượng của NaOH và

Na2CO3 trong hỗn hợp có thể xác định thông qua việc chuẩn độ dung dịch hỗn hợp bằng dung dịch chuẩn HCl Quá trình chuẩn độ diễn ra tuần tự với các phản ứng giữa NaOH và Na2CO3.

Na2CO3 + HCl ⟶ NaHCO3 + NaCl NaHCO3 + HCl ⟶ H2O + CO2 + NaCl

Phản ứng (1) là quá trình chuẩn độ một base mạnh bằng một acid mạnh, với bước nhảy pH từ 4.3 đến 9.7 Trong phản ứng (2), khi toàn bộ Na2CO3 chuyển thành NaHCO3, pH của dung dịch được xác định bởi NaHCO3 được tạo ra Giá trị pH này có thể tính toán theo công thức cụ thể.

Khi sử dụng chỉ thị phenolphtalein (pT = 9), dung dịch sẽ mất màu hồng tại điểm tương đương 1, cho thấy NaOH đã phản ứng hoàn toàn (phản ứng 1) và Na2CO3 cũng đã phản ứng hết, tạo thành NaHCO3 (phản ứng 2).

Sau điểm tương đương thứ nhất, khi tiếp tục chuẩn độ dung dịch bằng HCl, NaHCO3 sẽ phản ứng theo phương trình 3 Tại điểm tương đương thứ 2, dung dịch trở thành môi trường acid yếu do sự hình thành H2CO3 Lúc này, pH của dung dịch được tính theo công thức pH = ẵ(pK1 – lgCH2CO3).

Khi nồng độ H2CO3 đạt khoảng 0,05 M, pH tại điểm tương đương thứ 2 sẽ là 3.85 Giá trị pH này nằm trong khoảng đổi màu của metyl da cam (3.1 đến 4.4), cho phép phát hiện điểm tương đương 2 thông qua sự chuyển màu của metyl da cam từ vàng sang đỏ da cam.

Dung dịch HCl chuẩn 0.1 M Bình tam giác

Chỉ thị phenolphtalein Bình định mức

Chỉ thị methyl da cam Burette, Pipette

Sử dụng pipet bầu để lấy chính xác 10ml dung dịch hỗn hợp NaOH và Na2CO3, sau đó cho vào bình nón Tiếp theo, thêm 1 đến 2 giọt phenolphtalein, tạo ra dung dịch có màu hồng.

Chuẩn độ bằng dung dịch HCl 0.1 M cho tới khi dung dịch vừa mất màu hồng Ghi giá trị V1 của HCl

Thêm 2 đến 3 giọt metyl da cam vào bình nón để tạo ra dung dịch có màu vàng Tiếp tục thực hiện quá trình chuẩn độ cho đến khi dung dịch chuyển sang màu đỏ da cam Ghi lại thể tích V2 của dung dịch HCl, bao gồm cả lượng V1.

Lặp lại thí nghiệm 2  3 lần, lấy kết quả trung bình

Thí nghiệm 2 Xác định khả năng trung hòa acid của viên thuốc antacid

8.3.1 Thí nghiệm 2.1 Chuẩn hoá dung dịch NaOH bằng dung dịch chuẩn potassium hydrogen phthalate

Dung dịch NaOH được chuẩn độ bằng potassium hydrogen phthalate (KHC8H4O4, KHP, 204.221 g/mol) theo phản ứng:

KHC8H4O4 là một acid yếu với hằng số phân ly axit Ka = 3.91×10^-6 Tại điểm tương đương của quá trình chuẩn độ, pH của hỗn hợp đạt khoảng 9.05, vì vậy phenolphtalein được coi là chỉ thị phù hợp cho phép chuẩn độ này.

Muối KHP rắn Bình tam giác

Dung dịch NaOH 50% Bình định mức

Chỉ thị phenolphtalein Burette, Pipette

Pha dung dịch chuẩn KHP 0.1 M

Cân chính xác 2.0422 g KHP vào cốc 100 ml đã được sấy khô ở 120 ºC và ghi lại khối lượng Hòa tan muối trong cốc bằng 50 mL nước cất đun sôi, sau đó chuyển dung dịch vào bình định mức 100 ml Rửa cốc bằng nước cất 2-3 lần (mỗi lần khoảng 10 ml) và chuyển toàn bộ nước rửa vào bình định mức Cuối cùng, thêm nước cất đến vạch và lắc đều để thu được dung dịch KHP 0.1 M.

Sử dụng pipette, lấy khoảng 1 ml dung dịch NaOH 50% (d = 1.52 g/ml) và cho vào cốc chứa 200 ml nước cất, sau đó khuấy đều Lưu trữ dung dịch đã pha trong lọ nhựa cho đến khi cần sử dụng.

Tráng burette 2 lần bằng nước cất, rồi tráng lại 2 lần bằng dung dịch NaOH 0.1 M vừa pha (mỗi lần tráng dùng 4 - 8 ml NaOH)

Rót dung dịch NaOH vừa pha ở trên vào burette đã rửa sạch, điều chỉnh cho mực NaOH đúng vạch không 0

Sử dụng pipet để lấy chính xác 10 ml dung dịch KHP 0.1 M vào bình nón đã được tráng bằng nước cất, sau đó thêm 2 đến 3 giọt phenolphthalein 0.1% Tiến hành chuẩn độ bằng dung dịch NaOH, đồng thời lắc nhẹ bình nón để đảm bảo các chất hòa tan đều Khi NaOH được thêm vào, màu hồng sẽ xuất hiện và dần tan trong dung dịch Kết thúc quá trình chuẩn độ khi dung dịch có màu hồng bền trong 30 giây.

Làm lại thí nghiệm này 3-4 lần, ghi thể tích dung dịch NaOH đã dùng

Thể tích dung dịch KHP trong bình tam giác ở mỗi lần chuẩn độ V1 ml

Thể tích dung dịch NaOH đọc trên burette

- Ở điểm tương đương, số mol NaOH = số mol KHP sử dụng, do đó nồng độ của KHP được tính theo công thức:

Trong đó, CM,NaOH, CM,KHP là nồng độ mol của NaOH và KHP (M);

- Tính toán độ lệch chuẩn và độ lệch chuẩn tương đối của kết quả

8.3.2 Thí nghiệm 2.2 Xác định khả năng trung hòa acid đối với viên thuốc kháng acid

Dạ dày sản xuất acid dạ dày từ HCl loãng để hỗ trợ quá trình tiêu hóa Khi nồng độ acid tăng, có thể gây ra cảm giác khó chịu do một số thực phẩm Để giảm thiểu tình trạng này, thuốc kháng acid được sử dụng để trung hòa acid dư thừa Thành phần hoạt tính phổ biến trong thuốc kháng acid bao gồm CaCO3, MgCO3, Mg(OH)2 và Al(OH)3 Bảng 1 cung cấp thông tin về các thành phần hoạt tính trong một số thương hiệu thuốc kháng acid phổ biến.

Bảng 8.2 Một số thuốc antacid hiện có trên thị trường và các thành phần chính của chúng

Tên thuốc Thành phần chính

Antacil Al(OH)3, Mg2Si3O8

Konimag Al(OH)3, Mg2Si3O8

Antilox Al(OH)3; Mg(OH)2

Khả năng trung hòa acid của một viên thuốc được xác định bằng lượng hydrochloric acid cần thiết để phản ứng hoàn toàn với các thành phần kháng acid trong thuốc Do các thành phần kháng acid này ít tan trong nước, việc chuẩn độ trực tiếp gặp khó khăn vì cần thời gian đủ để phản ứng xảy ra, đồng thời khoảng pH tại điểm tương đương cũng rộng, gây khó khăn trong việc nhận biết điểm cuối Để khắc phục vấn đề này, khả năng trung hòa acid có thể được xác định thông qua phương pháp chuẩn độ ngược Cụ thể, để xác định khả năng trung hòa acid của thuốc Gaviscon, một khối lượng viên thuốc được hòa tan trong dung dịch chuẩn HCl dư và đun nóng để loại bỏ CO2.

Phản ứng giữa 2HCl và CaCO3 tạo ra CaCl2, CO2 và H2O Khi HCl phản ứng với NaHCO3, sản phẩm thu được là NaCl, CO2 và H2O Sau đó, lượng HCl dư được chuẩn độ ngược bằng dung dịch NaOH đã được chuẩn hóa theo các phản ứng đã nêu.

Chất chỉ thị dùng trong phương pháp này là phenolphtalein

Dung dịch chuẩn NaOH 0.1 M Bình tam giác

Dung dịch chuẩn HCl 0.1 M đã chuẩn hoá ở thí nghiệm 1

Viên thuốc Gaviscon Bếp điện

Để tiến hành thí nghiệm, hãy cân chính xác khối lượng của một viên thuốc Gaviscon bằng cân phân tích và cho vào bình tam giác Lưu ý rằng không được chạm tay vào viên thuốc Để tăng tốc độ phản ứng, bạn có thể cắt viên thuốc thành 3 hoặc 4 phần.

Sử dụng pipette để thêm chính xác 25 ml dung dịch HCl chuẩn 0.1 M vào bình nón hòa tan viên thuốc, sau đó thêm 2-3 giọt chỉ thị phenolphtalein Đun sôi nhẹ bình tam giác trong 2-3 phút để loại bỏ CO2; nếu xuất hiện màu hồng bền của chỉ thị, thêm 10 ml dung dịch HCl 0.1 M và tiếp tục đun Các chất rắn còn lại trong bình tam giác là phụ gia của viên thuốc và không ảnh hưởng đến kết quả đo Để nguội bình nón và chuẩn độ lượng HCl dư bằng dung dịch NaOH chuẩn 0.1 M đến khi xuất hiện màu hồng bền trong 30 giây, sau đó ghi lại thể tích NaOH tiêu tốn Lặp lại thí nghiệm 2-3 lần để đảm bảo độ chính xác.

STT Khối lượng viên thuốc Gaviscon (g)

Thể tích dung dịch chuẩn HCl trong bình tam giác ở mỗi lần chuẩn độ V1 ml

Thể tích dung dịch NaOH đọc trên burette

Số mol HCl trung hòa thuốc kháng antacid được tính bằng cách lấy số mol HCl ban đầu trừ đi số mol HCl dư Trong đó, số mol HCl dư chính là số mol NaOH được sử dụng trong quá trình chuẩn độ ngược.

Do đó, số mol HCl tiêu tốn để trung hoà thuốc kháng antacid = CM,HCl×V1 -

Trong quá trình chuẩn độ ngược, CM,HCl đại diện cho nồng độ mol (M) của dung dịch chuẩn HCl, trong khi CM,NaOH là nồng độ mol (M) của dung dịch NaOH được tiêu tốn.

Khối lượng HCl cần để trung hoà 1 gam thuốc kháng acid được tính theo công thức: mHCl = [(𝐶 𝑀,𝐻𝐶𝑙 ×𝑉 1 ) −(𝐶 𝑀,𝑁𝑎𝑂𝐻 ×V 2 )]×36.5

Trong nghiên cứu này, chúng tôi đã xác định khối lượng viện thuốc (g) và báo cáo kết quả liên quan đến số gam HCl cần thiết để trung hòa 1 gam thuốc kháng acid Ngoài ra, chúng tôi cũng tính toán độ lệch chuẩn và độ lệch chuẩn tương đối của các kết quả thu được, nhằm đánh giá độ chính xác và độ tin cậy của phương pháp thử nghiệm.

1 Trình bày nguyên tắc chung của phương pháp chuẩn độ acid-base

2 Dựa vào bản chất của chất chỉ thị, hãy giải thích vì sao chỉ sử dụng vài giọt chất chỉ thị trong phép chuẩn độ

3 Trình bày nguyên tắc chọn chỉ thị trong phương pháp chuẩn độ acid-base

4 Hãy cho biết sự thay đổi màu sắc của dung dịch trong bình tam giác khi chuẩn độ dung dịch HCl bằng dung dịch NaOH sử dụng chất chỉ thị là phenolphtalein Nếu chuẩn độ dung dịch NaOH bằng dung dịch HCl thì sự thay đổi màu sẽ như thế nào?

5 Trình bày cơ sở lý thuyết của việc chuẩn hóa dung dịch HCl bằng dung dịch borac

6 Giải thích vì sao dung dịch HCl 0.1 M pha chính xác từ dung dịch HCl đặc không phải là dung dịch chuẩn gốc?

7 Tính nồng độ đương lượng của dung dịch HCl biết rằng khi chuẩn hóa dung dịch HCl này bằng 10 ml dung dịch borac 0.1 M thì thể tích dung dịch HCl cần sử dụng trong 3 lần chuẩn hóa là 8.9; 8.8; 8.8 ml

8 Trình bày cơ sở lý thuyết của việc xác định hàm lượng của NaOH trong dung dịch có lẫn Na2CO3

9 Có bao nhiêu gam KOH và K2CO3 chứa trong lượng cân kỹ thuật, nếu sau khi hòa tan nó vào một thể tích tùy ý và khi chuẩn độ dung dịch này với phenolphtalein hết

22 ml, còn với metyl da cam hết 25.5ml dung dịch HCl 0.095 N

PHƯƠNG PHÁP KALI PERMANGANAT

Một trong những phương pháp oxy hóa - khử quan trọng là phương pháp permanganat, ứng dụng tính chất oxy hóa rất mạnh của KMnO4

Phản ứng oxy hóa - khử dùng KMnO4 làm dung dịch chuẩn có thể tiến hành trong môi trường acid, kiềm, trung tính

- Trong môi trường kiềm hay trung tính:

Trong môi trường acid mạnh, KMnO4 đóng vai trò là chất chỉ thị cho phép định phân, do ion Mn 2+ sinh ra trong phản ưng không có màu

KMnO4 không phải là chất chuẩn gốc do thường bị lẫn tạp chất MnO2 Nước cất cũng có thể chứa các tạp chất hữu cơ, làm giảm hiệu quả của KMnO4 bằng cách khử thành MnO2 Hơn nữa, dung dịch KMnO4 không bền và dễ bị phân huỷ.

Phản ứng này được xúc tác bởi ánh sáng, nhiệt độ, MnO2 và ion Mn 2+ Do đó, cần lọc sạch MnO2 khỏi dung dịch KMnO4 sau khi pha chế Đồng thời, để bảo quản, cần tránh cho dung dịch tiếp xúc với ánh sáng mặt trời, bụi bẩn và các chất hữu cơ.

Do những lý do trên, việc pha chế KMnO4 thường không được thực hiện với lượng cân chính xác mà chỉ gần đúng Sau khoảng thời gian từ 7 đến 10 ngày, nồng độ của dung dịch KMnO4 sẽ được chuẩn hóa lại bằng dung dịch của các chất gốc khác.

Có nhiều chất gốc có thể dùng để xác định nồng độ KMnO4 như: H2C2O4.2H2O,

Na2C2O4, As2O3, K4[Fe(CN)6] hoặc Fe kim loại Thường dùng nhất là Na2C2O4 và

H2C2O4.2H2O Đấy là những chất dễ làm sạch, dễ sấy khô và bền trong lúc bảo quản.

Thí nghiệm 1 Xác định nồng độ mẫu Fe 3+

9.2.1 Thí nghiệm 1.1 Chuẩn hóa dung dịch KMnO 4 bằng dung dịch gốc H 2 C 2 O 4

Khi chuẩn hóa KMnO4 bằng H2C2O4 trong môi trường acid, KMnO4 và H2C2O4 tác dụng với nhau theo phương trình phản ứng:

5H2C2O4 + 2KMnO4 + 3H2SO4 ⟶ 10CO2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Phản ứng chuẩn độ kết thúc khi dung dịch trong bình nón chuyển màu hồng nhạt không mất sau 30” do lượng dư KMnO4 ngay sau điểm tương đương

Vì lúc đầu phản ứng trên xảy ra chậm nên phải đun nóng dung dịch H2C2O4 đến 70 

80 0 C để tăng tốc độ Tuy nhiên, không đun sôi vì ở nhiệt độ cao thì H2C2O4 bị phân hủy

Cân khoảng 0.63 g tinh thể H2C2O4.2H2O trên cân phân tích, ghi lại chính xác khối lượng chất rắn đã cân

Cân một lượng chất rắn vào cốc có mỏ 100 ml, sau đó thêm khoảng 20 ml nước cất và khuấy đều cho đến khi chất rắn hoàn toàn tan.

Rót dung dịch trong cốc vào bình định mức 100 ml

Tráng cốc 2 – 3 lần bằng nước cất rồi chuyển tất cả phần dung dịch tráng vào bình định mức, lắc đều

Thêm nước đến vạch 100 ml

Chú ý: Nồng độ chính xác của dung dịch H2C2O4 được tính toán lại theo khối lượng chất rắn thực tế đã cân

Pha chế dung dịch KMnO 4 ~0.02 M

Cân 0.3161g KMnO4 trên cân kỹ thuật và hòa tan vào 100 ml nước cất Đun sôi dung dịch trong một giờ để đảm bảo phản ứng giữa KMnO4 và các chất hữu cơ trong nước diễn ra hoàn toàn.

Lọc dung dịch qua giấy lọc thuỷ tinh để loại bỏ hết kết tủa MnO2

Dung dịch KMnO4 được bảo quản trong lọ tối màu đến khi cần dùng

Pha chế dung dịch H 2 SO 4 1:5

Chuẩn bị 100 ml nước cất vào cốc 250 ml

Lấy vào ống đong 20 ml H2SO4 98% rồi thêm từ từ vào nước cất đã chuẩn bị, khuấy đều

Chú ý: Tiến hành pha dung dịch H2SO4 trong tủ hút và sử dụng găng tay cao su Thêm acid vào nước chứ không được thêm nước vào acid

Để chuẩn bị cho thí nghiệm, sử dụng phễu rót khoảng 10 – 15 ml dung dịch KMnO4 ~0.02 M để tráng burette Sau đó, đổ đầy dung dịch KMnO4 vào burette và điều chỉnh khóa để mực dung dịch đạt vạch 0.

Sử dụng pipet để lấy chính xác 10 ml dung dịch H2C2O4 0.05 M và cho vào bình nón Tiếp theo, thêm 3 ml dung dịch H2SO4 (tỉ lệ 1:5) vào bình Đun nóng dung dịch trong bình nón đến nhiệt độ 70 đến 80 độ C trên bếp điện.

Nhấc bình nón ra khỏi bếp và chuẩn độ ngay bằng KMnO4 đến khi xuất hiện màu hồng bền sau 30”

Lặp lại thí nghiệm trên 2  3 lần

Tương tự như trên, tiến hành chuẩn độ trên mẫu trống chứa 20 ml nước cất và 3 ml dung dịch H2SO4 (1:5) Ghi lại thể tích KMnO4 tiêu tốn

Chú ý : Không đun sôi dung dịch trong bình nón vì H2C2O4 sẽ bị phân huỷ ở nhiệt độ cao

Chuẩn độ khi sử dụng dung dịch nóng giúp tăng tốc độ phản ứng Ban đầu, những giọt KMnO4 sẽ mất màu chậm, nhưng sau đó màu hồng sẽ biến mất nhanh hơn do sự hiện diện của Mn²⁺, chất xúc tác cho phản ứng Đối với những giọt cuối cùng, cần nhỏ rất chậm và chỉ nhỏ giọt tiếp theo khi giọt trước đã mất màu hoàn toàn.

STT Khối lượng oxalic acid

Thể tích dung dịch chuẩn H2C2O4 trong bình tam giác ở mỗi lần chuẩn độ V1 ml

Thể tích dung dịch KMnO4 tiêu tốn để chuẩn độ mẫu trống Vt ml

Thể tích dung dịch KMnO4 tiêu tốn để chuẩn độ dung dịch

Tại điểm tương đương: số mol KMnO4 tiêu tốn = 2/5×số mol H2C2O4

Do đó, nồng độ mol của của dung dịch KMnO4 được tính bằng công thức 𝐶𝑀,𝐾𝑀𝑛𝑂 4 2

Trong đó, 𝐶 𝑀,𝐾𝑀𝑛𝑂 4 là nồng độ mol của KMnO4, (M); 𝐶 𝑀,𝐻 2 𝐶 2 𝑂 4 là nồng dung dịch chuẩn oxalic acid (l)

Tính độ lệch chuẩn và độ lệch chuẩn tương đối của kết quả thu được

9.2.2 Thí nghiệm 2 Xác định nồng độ FeCl 3 bằng dung dịch KMnO 4

Fe 3+ trước hết sẽ được khử thành Fe 2+ bằng tác nhân khử là bột Zn trong môi trường acid theo phản ứng

Sau khi đã khử hoàn toàn Fe 3+ thành Fe 2+ , dung dịch sẽ được chuẩn độ với dung dịch chuẩn KMnO4 theo phản ứng

5Fe 2+ + MnO4 - + 8H + ⟶ 5Fe 3+ + Mn 2+ + 4H2O Đây là phản ứng tự chỉ thị, quá trình chuẩn độ kết thúc khi dung dịch có màu hồng bền của KMnO4

Dung dịch chuẩn KMnO4 ~0.02 M Bình tam giác

Dung dịch H2SO4 (1:5) Cốc có mỏ

Dung dịch NH4SCN Giấy lọc

Hỗn hợp Zimecman được tạo ra bằng cách hòa tan 67 g MnSO4.4H2O trong 500 ml nước Tiếp theo, thêm 139 ml H3PO4 đặc (d = 1.7 g/ml) và 130 ml dung dịch H2SO4 đặc (d = 1.84 g/ml) vào dung dịch Cuối cùng, pha loãng dung dịch bằng nước cất cho đến khi đạt thể tích 1 lít.

Dùng pipet hút chính xác 10ml dung dịch mẫu Fe 3+ cho vào cốc 50 ml, thêm 2ml dung dịch H2SO4 (1:5) cho vào cốc

Thêm kẽm bột hoặc sợi kẽm vào cốc và đun nóng nhẹ trên đèn cồn, thỉnh thoảng lắc nhẹ cho đến khi dung dịch mất màu vàng Để kiểm tra sự khử Fe 3+, nhúng đầu đũa thủy tinh vào dung dịch và nhỏ lên giấy lọc đã tẩm NH4SCN; nếu giấy lọc không chuyển màu đỏ, Fe 3+ đã hết, nếu vẫn chuyển màu đỏ, tiếp tục khử Sau đó, để nguội, lọc dung dịch qua giấy lọc vào bình nón và rửa cốc cùng giấy lọc bằng 20 ml nước cất nguội.

Thêm 5 ml hỗn hợp Zimecman vào bình nón rồi chuẩn độ bằng dung dịch KMnO4 cho đến khi dung dịch có màu phớt hồng (không mất sau 30”), ghi lại thể tích

Lặp lại thí nghiệm 2  3 lần

Tiến hành chuẩn độ mẫu trống với 30 ml nước cất và 5 ml hỗn hợp Zimecman Ghi lại thể tích KMnO4 đã sử dụng khi dung dịch chuyển sang màu phớt hồng.

Khi khử Fe 3+ bằng kẽm, cần chú ý không cho quá nhiều kẽm vào dung dịch để tránh phản ứng giữa kẽm dư và Fe 2+, điều này có thể gây sai số trong phép chuẩn độ Ngoài ra, việc hạn chế lượng kẽm cũng giúp ngăn chặn phản ứng giữa kẽm và dung dịch H2SO4, từ đó bảo toàn acid và duy trì độ bền của Fe 2+ được sinh ra.

Phản ứng tẩm màu trên giấy lọc: Fe 3+ + nNH4SCN ⟶ Fe(SCN)n 3-n + nNH4 +

Nếu bạn nhận thấy rằng bột Zn đã phản ứng hoàn toàn nhưng ion Fe 3+ vẫn chưa được khử hết, hãy thêm một ít bột Zn và đồng thời bổ sung 2 ml dung dịch H2SO4 (tỉ lệ 1:5).

Dung dịch Fe 2+ cần được chuẩn độ ngay bằng dung dịch chuẩn để hạn chế quá trình oxi hóa Fe 2+ thành Fe 3+ Việc này giúp tránh sai số trong quá trình chuẩn độ.

Hỗn hợp Zimecman đóng vai trò quan trọng trong quá trình chuẩn độ, với Mn2+ giúp giảm thế oxi hoá khử của KMnO4 và hạn chế phản ứng giữa Cl- và KMnO4 H3PO4 tạo phức không màu với Fe3+, chuyển dịch cân bằng về phía phải, giúp phản ứng diễn ra hoàn toàn và hạn chế màu vàng của Fe3+ trong dung dịch, từ đó dễ dàng xác định điểm cuối H2SO4 cung cấp môi trường acid cần thiết cho phản ứng.

STT Khối lượng oxalic acid

Thể tích dung dịch mẫu Fe 3+ trong bình tam giác ở mỗi lần chuẩn độ V1 ml

Thể tích dung dịch KMnO4 tiêu tốn để chuẩn độ dung dịch

Từ phản ứng chuẩn độ 5Fe²⁺ + MnO₄⁻ + 8H⁺ ⟶ 5Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O, ta có thể xác định số mol Fe³⁺ ban đầu bằng số mol Fe²⁺, cụ thể là 5 lần số mol KMnO₄ đã tiêu tốn trong quá trình chuẩn độ mẫu Công thức tính toán là 5 × (V₂ - Vₜ) × Cₘₐₙₕₒ₄ (mmol).

Trong đó: 𝐶 𝑀,𝐾𝑀𝑛𝑂 4 : nồng độ mol của dung dịch KMnO4 (M)

Do đó, hàm lượng Fe (gam/lít) được tính theo công thức;

𝑉 1 (g/l) 55.85: Khối lượng nguyên tử của sắt Tính độ lệch chuẩn và độ lệch chuẩn tương đối của kết quả thu được

9.3 Thí nghiệm 2 Xác định hàm lượng H 2 O 2 trong nước oxy già bằng dung dịch KMnO 4

Trong môi trường acid mạnh, KMnO4 phản ứng với H2O2 có trong nước oxy già theo phương trình phản ứng sau:

Tại điểm tương đương, dung dịch xuất hiện màu hồng (bền trong 2 phút) do lượng dư KMnO4

Để đảm bảo phản ứng chuẩn độ diễn ra hiệu quả, cần pha loãng dung dịch và lắc mạnh trong quá trình chuẩn độ, đặc biệt là ở giai đoạn đầu khi nồng độ Mn2+ còn thấp hoặc chưa có Mn2+ đóng vai trò xúc tác dương trong quá trình này.

Cần sử dụng môi trường acid mạnh (như H2SO4 loãng) và tiến hành chuẩn độ thật chậm để tránh việc tạo thành MnO2

Trước khi chuẩn độ nên làm lạnh dung dịch để hạn chế quá trình thủy phân của

Dung dịch chuẩn KMnO4 0.02 M Burette

Dung dịch H2SO4 1:5 Bình tam giác

Tráng burrette hai lần bằng 5 -10 ml dung dịch KMnO4, sau đó đổ đầy vào burrette đến vạch 0

Lấy vào bình nón khoảng 1-2 ml dung dung dịch mẫu H2O2, thêm vào đó 50ml nước và 5 ml dung dịch H2SO4 1:5, làm lạnh bình nón nếu cần

Chuẩn độ bằng dung dịch KMnO4 đến khi dung dịch trong bình tam giác chuyển sang màu hồng nhạt (bền 2 phút) thì kết thúc chuẩn độ

Lặp lại phép chuẩn độ này ít nhất 3 lần và ghi lại kết quả

Tương tự, tiến hành chuẩn độ mẫu trống chứa 50 ml nước cất và 5 ml dung dịch

H2SO4 1:5, ghi lại thể tích KMnO4 tiêu tốn, Vt

STT Thể tích dung dịch oxy gìa trong bình tam giác ở mỗi lần chuẩn độ V1 ml

Thể tích dung dịch KMnO4 tiêu tốn để chuẩn độ mẫu trống Vt ml

Thể tích dung dịch KMnO4 tiêu tốn để chuẩn độ dung dịch oxy giàV2 ml

Từ phản ứng chuẩn độ, tại điểm tương đương: số mol H2O2 = 5/2 × số mol KMnO4

Do đó, nồng độ của dung dịch H2O2 được tính theo công thức sau:

𝑉 1 (M) Trong đó, 𝐶 𝑀,𝐾𝑀𝑛𝑂 4 là nồng độ mol của KMnO4, (M)

Tính độ lệch chuẩn và độ lệch chuẩn tương đối của kết quả thu được

1 Trình bày nguyên tắc của phương pháp chuẩn độ oxi hóa khử

Dung dịch KMnO4 có nồng độ 0.024 M Khi tham gia phản ứng oxi hóa khử, nồng độ đương lượng N của KMnO4 trong môi trường acid và kiềm cần được tính toán Trong môi trường acid, KMnO4 hoạt động như một chất oxi hóa mạnh, trong khi trong môi trường kiềm, phản ứng diễn ra khác, ảnh hưởng đến giá trị nồng độ đương lượng.

3 Chất rắn KMnO4 có phải là chất chuẩn gốc không? Giải thích

4 Nhược điểm của việc sử dụng KMnO4 như chất tự chỉ thị là gì? Làm thế nào để hạn chế nhược điểm này

5 Trình bày nguyên tắc của việc chuẩn hóa dung dịch KMnO4 bằng dung dịch

Trong quá trình chuẩn độ, tốc độ mất màu của KMnO4 trong bình tam giác khi nhỏ dần vào dung dịch H2C2O4 cho thấy sự phản ứng giữa hai chất này Hiện tượng mất màu diễn ra nhanh chóng khi KMnO4 tham gia vào phản ứng oxi hóa - khử, trong đó ion MnO4- bị khử thành ion Mn2+ Sự thay đổi màu sắc từ tím sang trong suốt phản ánh sự tiêu thụ KMnO4, cho thấy nồng độ H2C2O4 trong dung dịch đang được xác định Quan sát này không chỉ giúp hiểu rõ quá trình chuẩn độ mà còn minh họa cho tính chất hóa học của các chất tham gia.

7 Trình bày nguyên tắc của việc xác định hàm lượng Fe 3+ bằng dung dịch chuẩn KMnO4

8 Trình bày thành phần và vai trò của dung dịch Zimecman trong phương pháp chuẩn độ Fe 2+ bằng KMnO4

Để xác định hàm lượng sắt (Fe) trong quặng, người ta tiến hành chuyển 2 gram quặng sắt vào 250 ml dung dịch chứa Fe 2+ trong môi trường acid Sau đó, 20 ml dung dịch Fe 2+ được chuẩn độ bằng 15 ml dung dịch KMnO4.

Để tính hàm lượng % của sắt trong mẫu, ta biết rằng 10 ml dung dịch H2C2O4 được pha từ 1.122 g chất rắn H2C2O4 hòa tan trong 100 ml nước đã tiêu tốn 12 ml KMnO4 trong quá trình chuẩn độ.

PHƯƠNG PHÁP IODINE

Cặp I2/2I có thế oxy hóa khử không lớn, khiến I2 trở thành chất oxy hóa yếu đối với nhiều chất khử trung bình như H2S, Sn 2+, H2SO3 Đồng thời, I- cũng thể hiện tính khử khi phản ứng với các chất oxy hóa mạnh như Fe 3+, Cr2O7 2- và MnO4-.

Phương pháp iodine dựa vào tính oxy hóa khử của iodine trong dung dịch:

Có hai phương pháp chuẩn độ iodine:

1 Chuẩn độ xác định các chất khử bằng phản ứng trực tiếp với I2 (phương pháp Iodimetry)

2 Chuẩn độ xác định các chất oxi hóa bằng phản ứng với I - dư để tạo thành I2 Sau đó lượng I2 tạo ra sẽ được chuẩn độ bằng dung dịch chuẩn thiosunphate (phương pháp Iodometry)

Phương pháp này sử dụng hồ tinh bột làm chỉ thị, với sự thay đổi màu sắc diễn ra tại điểm tương đương Cụ thể, màu xanh của phức iodine-hồ tinh bột chuyển sang dung dịch không màu của hồ tinh bột.

Tinh bột là một polysaccharide bao gồm amylose và amylopectin, trong đó amylose có cấu trúc polymer mạch thẳng và xoắn ốc từ α-D-glucose Khi hồ tinh bột tiếp xúc với iodine, các mạch I6 sẽ hình thành trong các cuộn amylose, dẫn đến sự thay đổi màu sắc của dung dịch, tạo ra màu xanh đặc trưng.

Hình 10.1 mô tả cấu trúc của phức hồ tinh bột – iodine, với mặt cắt ngang cho thấy phân tử iodine nằm giữa các vòng xoắn của hồ tinh bột.

- Pha dung dịch I2 bằng cách hò tan I2 trong dung dịch KI để tạo phức KI3 tan trong nước:

I-ốt là một chất dễ thăng hoa, vì vậy không nên đun nóng dung dịch chứa nó Ngoài ra, khi dung dịch nóng, độ nhạy của chỉ thị hồ tinh bột sẽ bị giảm.

- Phương pháp iodine không tiến hành trong môi trường kiềm mạnh, vì:

IO - (hypo iodua) là chất oxy hóa mạnh hơn iodine, tác dụng được với dung dịch chuẩn của chất khử Na2S2O3:

Phương pháp iodine cũng không tiến hành trong môi trường acid mạnh vì làm tăng phản ứng oxy hóa khử giữa I - và O2 không khí:

Phương pháp iodine được tiến hành trong môi trường acid yếu, trung tính hoặc kiềm yếu.

Thí nghiệm 1 Xác định hàm lượng Cu 2+ trong dung dịch mẫu phân tích

10.2.1 Thí nghiệm 1.1 Chuẩn hóa nồng độ của dung dịch Na 2 S 2 O 3 bằng dung dịch KIO 3

Việc xác định nồng độ dung dịch Na2S2O3 được thực hiện thông qua phương pháp chuẩn độ gián tiếp, sử dụng dung dịch chuẩn KIO3 Trong quá trình này, dung dịch KIO3 chuẩn gốc được khử bởi một lượng KI dư, tạo ra lượng I2 tương đương theo phản ứng hóa học.

Lượng I2 thoát ra được chuẩn độ bằng dung dịch Na2S2O3 theo phản ứng:

Nồng độ Na2S2O3 được tính từ nồng độ của KIO3 và thể tích KIO3 đã lấy định phân và thể tích Na2S2O3 tiêu thụ

Chất chỉ thị: hồ tinh bột

Để pha dung dịch hồ tinh bột, nghiền 2 g hồ tinh bột và 10 g HgI2 với một ít H2O Sau đó, đổ huyền phù này vào 1 lít nước sôi và đun sôi cho đến khi dung dịch trong suốt Cuối cùng, làm nguội và bảo quản trong bình có nút nhám.

Cân trên cân phân tích khoảng 0.22 g KIO3,ghi lại chính xác khối lượng đã cân Hoà tan lượng KIO3 vào cốc100 ml có chứa khoảng 20 ml nước cất

Tráng cốc 2 – 3 lần bằng nước cất rồi chuyển tất cả phần dung dịch tráng vào bình định mức, lắc đều và thêm nước đến vạch 100 ml

Chú ý: Nồng độ chính xác của dung dịch KIO3 được tính toán lại theo khối lượng chất rắn thực tế đã cân

Cân trên cân kỹ thuật khoảng 1.488 g Na2S2O3.5H2O

Hòa tan Na2S2O3.5H2O đã cân vào 100 ml nước cất đã đun sôi và để nguội trong cốc có mỏ 200 ml Tiếp theo, thêm khoảng 0.01 g Na2CO3 vào dung dịch và khuấy đều cho đến khi hoàn toàn hòa tan Cuối cùng, bảo quản dung dịch trong bình kín và tối màu để đảm bảo chất lượng.

Chú ý : Trong dung dịch, Na2S2O3 dễ bị phân huỷ theo phản ứng

Việc thêm Na2CO3 vào dung dịch để tạo môi trường kiềm yếu, hạn chế sự phân huỷ của Na2S2O3

Để chuẩn bị cho thí nghiệm, sử dụng phễu rót khoảng 10 – 15 ml dung dịch chuẩn Na2S2O3 vào burette để tráng Sau đó, đổ đầy dung dịch Na2S2O3 vào burette và điều chỉnh khóa sao cho mực dung dịch chạm vạch 0.

Sử dụng pipet bầu để hút chính xác 10 ml dung dịch KIO3 nồng độ 0.01 M vào bình nón Tiếp theo, thêm 2 ml H2SO4 0.5 M bằng ống đong và lắc đều hỗn hợp Cuối cùng, bổ sung 0.4 g KI và lắc đều để hoàn thành quá trình.

Ngay lập tức, chuẩn độ hỗn hợp trong bình tam giác bằng dung dịch Na2S2O3 (lắc liên tục) cho đến khi dung dịch có màu vàng rơm (Hình 10.2)

Cho thêm 1ml hồ tinh bột, dung dịch lúc này có màu xanh tím và tiếp tục chuẩn độ đến khi mất màu xanh tím thì dừng lại

Hình 10.2 Màu của dung dịch chứa iodine a) trong quá trình chuẩn độ, b) gần điểm tương đương, c) khi thêm hồ tinh bột

Chú ý: I2 dễ bị thăng hoa khi bị ánh sáng chiếu trực tiếp vào nên phải che kín dung dịch KI khỏi ánh sáng

Trong phương pháp chuẩn độ chất khử bằng I2, chỉ thị hồ tinh bột có thể được thêm vào dung dịch ngay từ đầu Khi có giọt I3 - dư đầu tiên xuất hiện sau điểm tương đương, dung dịch sẽ chuyển sang màu xanh.

Khi xác định chất oxi hoá trong trường hợp định phân I2, chỉ thị hồ tinh bột nên được thêm vào dung dịch chỉ khi phản ứng gần đạt điểm tương đương, tức là khi dung dịch chuyển sang màu vàng rơm Việc cho chỉ thị hồ tinh bột vào ngay từ đầu có thể dẫn đến tình trạng một số phân tử iod vẫn tồn tại ở dạng phức với hồ tinh bột, ngay cả sau khi đã đạt được điểm tương đương.

Kiểm tra kết quả: thêm vào dung dịch đã chuẩn độ 1 giọt dung dịch KIO3, nếu đã không quá chuẩn thì xuất hiện màu xanh tím

Lặp lại thí nghiệm 2  3 lần

STT Khối lượng KIO3 đã cân m (g)

Thể tích dung dịch KIO3 trong bình tam giác ở mỗi lần chuẩn độ V1 ml

Na2S2O tiêu tốn để chuẩn độ dung dịch KIO3 V2 ml

- Nồng độ dung dịch KIO3 được tính từ khối lượng KIO3 đã cân, 𝐶𝑀,𝐾𝐼𝑂 3 𝑚

- Từ phương trình phản ứng KIO3 + 5KI + 6H + ⇌ 3I2 + 3H2O + 6K + , có thể tính đượcsố mol I2 sinh ra = 3×số mol KIO3 đã dùng

- Từ phản ứng chuẩn độ 2Na2S2O3 + I2 → Na2S4O6 + 2NaI, có thể thấy số mol

Na2S2O3 tiêu tốn để chuẩn độ hết lượng I2 sinh ra = 2×số mol I2 sinh ra = 6×số mol KIO3 đã dùng = 6 × 𝐶 𝑀,𝐾𝐼𝑂 3 × 𝑉1 (mol)

- Do đó, nồng độ mol của của dung dịch chuẩn Na2S2O3 được tính theo công thức:

𝑉 2 (M) Trong đó, 𝐶 𝑀,𝑁𝑎 2 𝑆 2 𝑂 3 , 𝐶𝑀,𝐾𝐼𝑂 3 lần lượt là nồng độ của Na2S2O3 và KIO3

- Tính độ lệch chuẩn và độ lệch chuẩn trung bình của kết quả thu được

10.2.2 Thí nghiệm 2 Xác định nồng độ của Cu 2+ bằng phương pháp iodine

Cu 2+ là một chất oxi hóa, và nồng độ của nó có thể được xác định thông qua phương pháp chuẩn độ gián tiếp Trong quy trình này, dung dịch Cu 2+ sẽ phản ứng với dung dịch I - dư.

I 0.54 V Lượng I2 thoát ra được định phân bằng dung dịch Na2S2O3

Hằng số cân bằng rất lớn, phản ứng thực tế xảy ra hoàn toàn

Chú ý: Để ngăn chặn sự thủy phân của Cu 2+ làm giảm tốc độ phản ứng (1), phản ứng này được tiến hành trong môi trường acid yếu

Dung dịch Na2S2O3 0.06 M Bình tam giác

Dung dịch CH3COOH + NaCH3COO 2 M

Dùng pipet hút chính xác 10ml dung dịch mẫu Cu 2+ (đã pha trong môi trường

CH3COOH + NaCH3COO) cho vào bình nón, thêm 5ml KI 20 % Đậy bình bằng mặt kính đồng hồ, để vào chỗ tối khoảng 10 phút

Chuẩn độ dung dịch trong bình nón bằng dung dịch Na2S2O3 từ burette Khi dung dịch chuyển sang màu vàng nhạt, thêm khoảng 1ml hồ tinh bột, tạo ra màu xanh tím Tiếp tục chuẩn độ bằng dung dịch Na2S2O3 cho đến khi màu xanh biến mất.

Lặp lại thí nghiệm 23 lần, lấy kết quả trung bình

Nếu dung dịch mẫu Cu 2+ có nồng độ cao, cần pha loãng dung dịch bằng cách sử dụng bình định mức Hệ số pha loãng được tính theo công thức K = Vl/Vđ, trong đó Vl là thể tích dung dịch loãng thu được (ml) và Vđ là thể tích dung dịch mẫu ban đầu (ml).

Cu 2+ lấy vào bình tam giác ở mỗi lần chuẩn độ Vđ ml

Cu 2+ trong bình tam giác ở mỗi lần chuẩn độ sau khi pha loãng (nếu có)

Hệ số pha loãng (nếu có)

Thể tích dung dịch Na2S2O tiêu tốn để chuẩn độ V2 ml

Số mol Cu 2+ trong dung dịch = Số mol I2 sinh ra = ẵ số mol Na2S2O3 tiờu tốn trong quỏ trỡnh chuẩn độ = số mol Cu 2+ trong dung dịch = ẵ(𝑉2ì 𝐶𝑀,𝑁𝑎 2 𝑆 2 𝑂 3 ) (mmol)

Do đó, nồng độ của mẫu Cu 2+ được tính theo công thức:

𝑉 𝑠 (M) Trong đó: 𝐶 𝑀,𝑁𝑎 2 𝑆 2 𝑂 3 là nồng độ mol/l của dung dịch Na2S2O3 (M), V̅ c (ml): thể tích dung dịch chuẩn trung bình, K: hệ số pha loãng (nếu có)

- Nồng độ g/l của mẫu Cu 2+ = 𝐶 𝑀,𝐶𝑢 2+× 64 (g/l)

Tính toán độ lệch chuẩn và độ lệch chuẩn trung bình của kết quả thu được

Thí nghiệm 2 Xác định hàm lượng acid ascorbic trong viên thuốc Vitamin C

Vitamin C (C6H8O6, acid ascorbic) là một vitamin thiết yếu cho các quá trình trao đổi chất trong cơ thể con người, nhưng khác với hầu hết động vật có vú, con người không thể tự tổng hợp vitamin này Nguồn cung cấp vitamin C cho con người chủ yếu từ thực phẩm và thuốc Để xác định hàm lượng vitamin C trong thực phẩm và thuốc, phương pháp iodimetry với chỉ thị hồ tinh bột được sử dụng, trong đó acid ascorbic sẽ bị oxi hóa bởi iodine thành dehydroascorbic acid.

Việc chuẩn bị và bảo quản dung dịch iodine gặp nhiều bất tiện, nhưng có thể tạo ra ngay một lượng chính xác iodine bằng cách phản ứng giữa kali iodate và kali iodide trong môi trường acid.

Phần I2 sinh ra được sử dụng để oxi hoá axit ascorbic, trong khi phần dư sẽ được xác định thông qua chuẩn độ với dung dịch Na2S2O3 và chỉ thị hồ tinh bột Tại điểm tương đương, màu xanh của phức hợp giữa hồ tinh bột và iodine sẽ biến mất.

Để thực hiện thí nghiệm, cân chính xác 1 viên vitamin C 100 mg và cho vào bình tam giác khoảng 250 ml Tiếp theo, thêm khoảng 30 ml dung dịch H2SO4 0.3 M để hòa tan viên thuốc, lưu ý rằng một số thành phần trong thuốc có thể không tan.

Thêm vào bình nón 20 ml dung dich chuẩn KIO3 0.01 M và 1 g KI

Chuẩn độ hỗn hợp trong bình nón bằng dung dịch chuẩn Na2S2O3 đến khi dung dịch có màu vàng rơm

Thêm 1 ml hồ tinh bột và tiếp tục chuẩn độ đến khi dung dịch mất màu xanh Tiến hành thí nghiệm 3 lần và lấy giá trị trung bình

STT Khối lượng viên thuốc vitamin C đã cân m (g)

Thể tích dung dịch KIO3 thêm vào bình tam V1 ml

Na2S2O tiêu tốn để chuẩn độ dung dịch KIO3 V2 ml

- Số mol I2 sinh ra trong bình nón = 3× số mol KIO3 = 3× 𝐶𝑀,𝐾𝐼𝑂 3 × 𝑉1

- Số mol I2 dư = 1/2×số mol Na2S2O3 tiêu tốn = 1/2× 𝑉 2 × 𝐶 𝑀,𝑁𝑎 2 𝑆 2 𝑂 3 (mmol)

- Số mol I2 đã phản ứng với acid ascorbic trong viên thuốc = so mol acid ascorbic trong viên thuốc = số mol I2 ban đầu – số mol I2 dư = 3× 𝐶 𝑀,𝐾𝐼𝑂 3 × 𝑉 1 - (1/2× 𝑉 2 ×

- Hàm lượng acid ascorbic theo mg acid ascorbic/1 viên thuốc = (3× 𝐶𝑀,𝐾𝐼𝑂 3 × 𝑉1)- (1/2× 𝑉 2 × 𝐶 𝑀,𝑁𝑎 2 𝑆 2 𝑂 3 ) × MAA (mg/1viên thuốc)

- Tính độ lệch chuẩn và độ lệch chuẩn tương đối của phép đo

- So kết quả thu được với lượng được in trên bao bì

1 Trình bày nguyên tắc và các điều kiện thực nghiệm của phương pháp chuẩn độ Iodine

2 Khi chuẩn độ dung dịch iôt dùng hồ tinh bột làm chỉ thị, tại sao lại phải thêm dung dịch chuẩn Na2S2O3 đến màu vàng rơm rồi mới cho chất chỉ thị và chuẩn độ tiếp

3 Trình bày ý nghĩa của việc thêm lượng dư dung dịch KI trong các phản ứng tạo I2 để xác định các chất oxi hoá

4 Tại sao trong phương pháp chuẩn độ xác định hàm lượng đồng, dung dịch Cu 2+ được pha trong môi trường đệm acetate?

5 Tính nồng độ đương lượng của dung dịch Na2S2O3, biết rằng khi định lượng 0.1085 g K2Cr2O7 thì hết 21.05 ml dung dịch Na2S2O3.

6 Để xác định hàm lượng đồng trong hợp kim người ta hòa tan 2 gam mẫu để thu được 250ml dung dịch chứa Cu 2+ (môi trường acid) Lấy 20ml dung dịch thu được vào bình nón và cho vào đó lượng dư KI, để yên trong bóng tối 5 phút Hỗn hợp thu được được chuẩn độ bằng dung dịch Na2S2O3 với chỉ thị hồ tinh bột Thể tích dung dịch chuẩn Na2S2O3 tiêu tốn là 18 ml Với  O 3

 b) Hàm lượng % đồng có trong mẫu

7 Hòa tan 0.47 gam một hợp kim Cu trong acid rồi pha loãng với nước thành 200 ml Acid hóa 30 ml dung dịch này bằng H2SO4, sau đó thêm KI dư vào dung dịch Chuẩn độ lượng iodine giải phóng ra thì tiêu tốn hết 7 ml Na2S2O3 0.1 M Tính thành phần % của

PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ COMPLEXON

Phương pháp chuẩn độ complexon là một kỹ thuật chuẩn độ sử dụng thuốc thử complexon (C) để xác định nồng độ của các ion kim loại (M) Phương pháp này dựa trên cân bằng tạo thành phức giữa ion kim loại và thuốc thử, tạo ra phức chất MC.

Complexon là tên chung để chỉ các acid amion polycarboxylic, là một acid 4 nấc: pKa1 = 2; pKa2 = 2.67; pKa3 = 6.16; pKa4 = 10.26 Các loại complexon phổ biến như:

- Complexon I (Trilon A), là acid nitrilotriacetic (NTA), viết tắt là H3Y:

- Complexon II (Trilon B) là acid etylen diamin tetra acetic (EDTA) (viết tắt là H4Y):

- Complexon III: EDTA dạng acid ít tan trong nước, ở 28ºC độ tan chỉ 28,3 mg trong

100 mg nước Cho nên ta thường dùng dưới dạng muối đinatri Na2H2Y, thường gọi là complexon III (vẫn quy ước là EDTA)

EDTA tạo phức bền với các ion kim loại, thường theo tỉ lệ 1:1 giữa ion kim loại và thuốc thử Hằng số bền β của phản ứng tạo phức có giá trị cao, ví dụ phức kém bền lgβAgY- = 7.32 và phức bền lgβFeY- = 25.10.

M n+ + H2Y 2- ⇌ My n-4 + 2H + Ảnh hưởng của pH đến độ bền của phức complexone

EDTA phân li thành 4 nấc với các giá trị pKa lần lượt là 2, 2.67, 6.16 và 10.26, dẫn đến việc ion Y 4- tạo phức chất nhiều hơn và bền hơn trong môi trường kiềm Tuy nhiên, nếu độ tan của các hydroxit kim loại thấp, chúng có thể kết tủa trong môi trường kiềm mạnh Ngược lại, khi giảm pH của dung dịch, hằng số bền của các phức complexone sẽ không cao, ảnh hưởng đến tính ổn định của phức chất với hầu hết các kim loại hóa trị.

Phức complexone của kim loại hóa trị III có độ bền cao trong môi trường đệm amoniac và acid mạnh Mặc dù chúng thường duy trì độ bền trong khoảng pH rộng, phản ứng chuẩn độ thường diễn ra trong môi trường đệm để đảm bảo độ ổn định của phức và thuận lợi cho việc thay đổi màu của chất chỉ thị.

- Phức MY (4-n)- phải bền ở điều kiện chuẩn độ (β ’ MY ≥ 10 7 )

- Sử dụng chỉ thị thích hợp

- Loại bỏ được các ion cản trở bằng cách kết tủa chúng

- Chọn pH thích hợp: để phức của ion kim loại cản trở với complexone kém bền, còn phức của complexone với ion cần xác định là bền nhất

Chất chỉ thị là các hợp chất hữu cơ màu sắc có khả năng kết hợp với ion kim loại, tạo thành muối nội phức bền và tan trong nước, với màu sắc khác biệt so với dạng tự do của chất chỉ thị Các chỉ thị màu kim loại thường thuộc loại axit hữu cơ yếu hoặc base yếu, với cấu trúc phân tử chứa các nhóm màu và trợ màu, do đó chúng cũng đóng vai trò là các chất chỉ thị pH Nhờ đặc điểm này, màu sắc của các chỉ thị này sẽ thay đổi theo pH của dung dịch.

Các chất chỉ thị màu có khả năng tạo phức với ion kim loại, và màu sắc của phức này thường khác với màu của chỉ thị tự do Hơn nữa, hằng số bền của phức này thường nhỏ hơn hằng số bền của phức complexonate.

Các chất chỉ thị kim loại phải đạt được các yêu cầu sau:

- Phải đủ nhạy và khá chọn lọc, nồng độ của chất chỉ thị đem dùng phải nhỏ nhất có thể

Phức chất được hình thành với kim loại theo tỉ lệ 1:1, trong đó sự kết hợp giữa chất chỉ thị và ion kim loại cần đảm bảo độ bền cao, tuy nhiên vẫn kém bền hơn so với complexonat của kim loại đó.

- Phản ứng tạo phức giữa chất chỉ thị và ion kim loại (cần xác định) phải đặc trưng, khá nhanh và thuận nghịch

- Sự đổi màu của chất chỉ thị phải khá rõ để có thể nhận ra được bằng mắt

Cơ chế hoạt động của chỉ thị màu kim loại

Khi chưa chuẩn độ, trong dung dịch chứa phức giữa ion kim loại M và chất chỉ thị Ind, MInd

Lúc bắt đầu chuẩn độ, EDTA được thêm dần vào dung dịch Do độ bền của MInd kém hơn của complexonate kim loại MEDTA, nên phản ứng:

Phản ứng giữa EDTA và MInd diễn ra theo chiều thuận, tạo ra MEDTA và Ind Tại điểm tương đương, tất cả lượng chất chỉ thị sẽ được giải phóng khỏi phức MInd, chuyển sang dạng tự do Kết quả là màu của dung dịch thay đổi từ màu của phức MInd sang màu của chỉ thị tự do.

Các phép chuẩn độ complexon yêu cầu duy trì pH ổn định để ngăn ngừa kết tủa hydroxit kim loại do sự hiện diện của các chất tạo phức phụ Để xác định điểm tương đương, thường sử dụng các chỉ thị kim loại như được nêu trong Bảng 11.1.

Bảng 11.1 Các chỉ thị sử dụng trong chuẩn độ complexon

TT Chỉ thị Màu chỉ thị tự do

Phạm vi pH Xác định kim loại

1 Đen Mordant II, Đen Eriochrome

Xanh biếc Đỏ nho 6-7 Ca, Ba, Mg, Zn,

Tím Hồng 12 Ca, Cu, Co

3 Catechol-violet Đỏ Tím 8-10 Mn, Mg, Fe, Co,

4 Methyl xanh Vàng Xanh 4-5 Pb, Zn, Cd,Hg

5 Thymol xanh Xám Xanh 10-12 Pb, Zn, Cd,Hg

6 Alizarin Vàng Đỏ 4.3 Pb, Zn, Co, Mg,

7 Sodium alizarin sulphonate Đỏ Xanh 4

Thí nghiệm 1 Xác định độ cứng của nước máy

11.2.1 Thí nghiệm 1.1 Chuẩn hóa dung dịch EDTA

Dung dịch EDTA được chuẩn hóa bằng dung dịch MgCl2 chuẩn gốc nồng độ 0.01 M được pha chính xác từ chất rắn

Phép định phân này dựa vào phản ứng giữa Mg 2+ và trilon B ở pH = 8 10:

Mg 2+ + H2Y 2- ⇌ MgY 2- + 2H + Điểm tương đương được xác định bằng chỉ thị ET-OO (Eriocrom đen T: H2Ind - )

MgInd - + H2Y 2- ⇌ MgY 2- + H2Ind - Đỏ nho Xanh biếc

Khi chỉ thị đổi màu từ đỏ nho sang xanh biếc ta kết thúc sự định phân

Dung dịch đệm NH4OH + NH4Cl pH = 10 Pipette

Chú ý: Chỉ thị ETOO được pha bằng cách trộn ETOO và NaCl theo tỉ lệ là 1: 200

(theo khối lượng), sau đó nghiền nhỏ, trọn đều

Cân trên cân kỹ thuật khoảng 0.372 g chất rắn EDTA.2H2O

Cho khoảng 20 ml nước cất vào cốc có mỏ 100 ml chứa chất rắn đã cân, sau đó khuấy đều cho đến khi chất rắn tan hoàn toàn.

Thêm nước cất đến vạch 100 ml và khuấy đều

Cân trên cân phân tích khoảng 0.246 g chất rắn MgSO4.7H2O, ghi lại chính xác khối lượng hiển thị trên cân

Cho khoảng 20 ml nước cất vào cốc có mỏ 100 ml chứa lượng chất rắn đã cân, sau đó khuấy đều cho đến khi chất rắn tan hoàn toàn.

Chú ý: Nồng độ chính xác của dung dịch MgSO4 được tính toán lại theo khối lượng chất rắn thực tế đã cân

Để chuẩn bị burette, bạn cần sử dụng phễu rót khoảng 10 – 15 ml dung dịch chuẩn EDTA để tráng Sau đó, hãy đổ đầy dung dịch EDTA vào burette và điều chỉnh khóa sao cho mực dung dịch chạm đến vạch 0.

Sử dụng pipet để hút chính xác 10 ml dung dịch MgSO4 0.01 M vào bình nón, sau đó thêm 2 ml dung dịch đệm NH4OH + NH4Cl và một ít chỉ thị để tạo màu đỏ nho cho dung dịch Tiến hành định phân dung dịch MgSO4 bằng dung dịch trilon B từ burette cho đến khi dung dịch chuyển màu từ đỏ nho sang xanh biếc (không lẫn tím).

Trong quá trình chuẩn độ, sự thay đổi màu sắc của dung dịch diễn ra từ trái qua phải: bắt đầu với màu đỏ nho của phức Mg-ETOO trước điểm tương đương, tiếp theo là sự chuyển biến gần điểm tương đương, và cuối cùng là màu xanh biếc của chỉ thị ETOO tự do sau điểm tương đương.

Lặp lại thí nghiệm 2  3 lần lấy kết quả trung bình

Chuẩn độ đồng thời dung dịch trống gồm 10 ml nước cất, 2 ml dung đệm NH4OH +

NH4Cl và 1 ít chỉ thị ETOO Ghi lại thể tích Mg 2+ tiêu tốn để chỉ thị đổi màu, Vt

Thể tích dung dịch MgSO2 trong bình tam giác V1 ml

Thể tích dung dịch EDTA tiêu tốn để chuẩn độ dung dịch trống Vt ml

Thể tích dung dịch EDTA tiêu tốn để chuẩn độ dung dịch MgSO4 V2 ml

- Tại điểm tương đương, số mol EDTA = số mol Mg 2+ = 𝐶 𝑀,𝑀𝑔 2+× (𝑉 1 − 𝑉 𝑡 ) (mol)

- Do đó, nồng độ EDTA được tính theo công thức: 𝐶 𝑀,𝐸𝐷𝑇𝐴 = 𝐶 𝑀,𝑀𝑔2+ ×𝑉 1

11.2.2 Thí nghiệm 1.2 Xác định độ cứng của nước máy

Phương pháp complexon hiện nay là phương pháp xác định độ cứng của nước nhanh chóng và chính xác nhất trong các phương pháp chuẩn độ, do đó, nó được ứng dụng rộng rãi trong việc xác định độ cứng của nước tại các nhà máy.

Nước cứng là loại nước chứa các cation Ca2+ và Mg2+ dưới dạng muối tan như Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2, CaCl2, MgCl2, MgSO4 và CaSO4 Độ cứng tổng của nước được xác định bằng tổng hàm lượng cation này, phản ánh hàm lượng muối Ca2+ và Mg2+ có trong nước Độ cứng nước thường được biểu diễn bằng số mili mol của Ca2+.

Mg 2+ trong một lit nước Để xác định riêng biệt độ cứng canxi và độ cứng magie trong nước người ta dùng 2 phép định phân:

- Xác định độ cứng chung (cả canxi và magie) bằng trilon B với chỉ thị ET-OO trong môi trường pH = 8 10 (đệm amoni)

Trong môi trường đệm amoni (pH = 8 10), cả canxi và magie đều tạo phức bền với EDTA:

Phản ứng xảy ra nhanh ở nhiệt độ thường, cho phép sử dụng EDTA để chuẩn độ trực tiếp nhằm xác định nồng độ tổng của Ca2+ và Mg2+, tức là độ cứng tổng Điểm tương đương được nhận biết bằng chỉ thị ET-OO, với điểm kết thúc chuẩn độ khi màu dung dịch chuyển từ đỏ nho sang xanh.

Để xác định độ cứng canxi, phương pháp sử dụng trilon B với chỉ thị murexit trong môi trường có pH = 12 được áp dụng Phép định phân này dựa trên phản ứng giữa ion Ca²⁺ và trilon B trong môi trường kiềm NaOH, cùng với sự thay đổi màu sắc của chỉ thị murexit.

Ca 2+ + H2Y 2- ⇌ CaY 2- + 2H + Điểm tương đương được xác định bằng chỉ thị murexit (HInd):

Hồng Tím hoa cà Ở đây Mg 2+ không ảnh hưởng đến quá trình định phân vì:

- Phức CaY 2- có  2 − p CaY 10.96 bền hơn phức MgY 2- có pMgY 2 − = 8.69 nên khi nhỏ Trilon B xuống thì chỉ có Ca 2+ phản ứng với H2Y 2-

- Đối với chỉ thị murexit trong môi trường kiềm tạo với Ca 2+ phức bền, còn với Mg 2+ hoặc Sr 2+ , Ba 2+ rất yếu

- Trong môi trường NaOH, Mg 2+ sẽ tạo thành kết tủa:

Khi nồng độ Mg 2+ cao, sự gia tăng kết tủa Mg(OH)2 có thể hấp phụ Ca 2+, dẫn đến kết quả không chính xác Do đó, cần duy trì lượng Mg dưới 30 mg Độ cứng của Mg được xác định bằng hiệu số giữa độ cứng tổng và độ cứng của Ca.

Hóa chất và dụng cụ:

Dung dịch NaOH 2 M Bình tam giác

Chỉ thị Murexit 1%, chỉ thị ET-OO Pipette

Dung dịch đệm NH4OH + NH4Cl, pH = 10

Chú ý: chỉ thị murexit được pha bằng cách trộn murexit với NaCl theo tỷ lệ 1:100 rồi nghiền nhỏ, trộn đều

- Xác định độ cứng chung:

Sử dụng pipette để lấy chính xác 20 ml nước vào bình nón, sau đó thêm 2 ml dung dịch đệm NH4OH + NH4Cl và lắc đều Tiếp theo, cho vào bình nón một ít chỉ thị ET-OO (khoảng 1 hạt đậu xanh), lúc này dung dịch sẽ chuyển sang màu đỏ nho.

Định phân bằng dung dịch complexon III cần thực hiện chậm rãi và lắc đều cho đến khi dung dịch chuyển từ màu đỏ nho sang màu xanh biếc mà không xuất hiện màu tím Lặp lại thí nghiệm để đảm bảo kết quả chính xác.

2  3 lần, lấy kết quả trung bình

Chuẩn độ đồng thời mẫu trống gồm 20 ml nước cất và 2 ml NH4OH + NH4Cl Ghi thể tích EDTA tiêu tốn đề dung dịch đổi màu, Vt,c

- Xác định độ cứng Ca 2+

Dùng pipette lấy chính xác 20 ml nước cho vào bình nón, thêm 2 ml dung dịch NaOH

2 M, lắc đều Thêm vào bình nón khoảng một hạt đậu xanh hỗn hợp rắn chỉ thị dung dịch lúc này có màu hồng

Chuẩn độ bằng trilon B cho đến khi dung dịch có màu tím hoa cà (tím hơi xanh) (Hình 11.2) không mất trong 3  5 phút

Trong quá trình chuẩn độ, màu sắc của dung dịch thay đổi từ trái qua phải: trước điểm tương đương, dung dịch có màu hồng do phức Ca-Murexide tạo ra; gần điểm tương đương, màu sắc chuyển biến rõ rệt; và sau điểm tương đương, dung dịch xuất hiện màu tím của chỉ thị Murexide tự do.

Lặp lại thí nghiệm 2  3 lần, lấy kết quả trung bình

Chuẩn độ đồng thời mẫu trống gồm 20 ml nước cất và 2 ml dung dịch NaOH 2M Ghi thể tích EDTA tiêu tốn đề dung dịch đổi màu, Vt,Ca

STT Thể tích mẫu nước máy lấy vào bình tam giác ở mỗi lần chuẩn độ

Xác định độ cứng chung Xác định độ cứng riêng

Thể tích dung dịch EDTA tiêu tốn để chuẩn độ dung dịch trống Vt,c ml

Thể tích dung dịch EDTA tiêu tốn để chuẩn độ mẫu nước máy V2 ml

Thể tích dung dịch EDTA tiêu tốn để chuẩn độ dung dịch trống Vt,Ca ml

Thể tích dung dịch EDTA tiêu tốn để chuẩn độ mẫu nước máy V3 ml

Xác định độ cứng chung:

- Tại điểm tương đương, số mol EDTA tiêu tốn = tổng số mol Mg, Ca =

Do đó, độ cứng chung được tính bởi công thức: CM,c = 𝐶 𝑀,𝐸𝐷𝑇𝐴 ×( 𝑉 2 −𝑉 𝑡,𝑐 )

𝑉 1 (mol/l) Xác định độ cứng riêng:

- Số mol Ca = số mol EDTA tiêu tốn khi chuẩn độ trong môi trường kiềm 𝐶𝑀,𝐸𝐷𝑇𝐴× (𝑉3− 𝑉𝑡,𝐶𝑎) (mol)

Do đó, độ cứng Ca được tính bởi công thức: CM,Ca = 𝐶 𝑀,𝐸𝐷𝑇𝐴 × (𝑉 3 −𝑉 𝑡,𝐶𝑎 )

Số mol EDTA phản ứng với Mg 2+ = số mol Mg 2+ = tổng số mol EDTA - số mol EDTA phản ứng với Ca 2+ = 𝐶 𝑀,𝐸𝐷𝑇𝐴 × (𝑉 2 -𝑉 𝑡,𝑐 ) - 𝐶 𝑀,𝐸𝐷𝑇𝐴 × ( (𝑉 3 − 𝑉 𝑡,𝐶𝑎 ) (mol)

Do đó, độ cứng Mg được tính bởi công thức: CM,Mg = 𝐶 𝑀,𝐸𝐷𝑇𝐴 × (𝑉 2 −𝑉 𝑡,𝑐 )− (𝑉 3 −𝑉 𝑡,𝐶𝑎 )

Tính độ lệch chuẩn và độ lệch chuẩn tương đối của phép đo.

Thí nghiệm 2 Xác định nồng độ của Co 2+ bằng EDTA

Co 2+ phản ứng với EDTA tạo thành phức ở pH thấp theo phản ứng:

Trong môi trường kiềm, ion Co2+ sẽ kết tủa thành Co(OH)2 Tuy nhiên, chất chỉ thị Eriochrome Black T không hiệu quả ở pH thấp, điều này cần được lưu ý khi xác định hàm lượng.

Trong mẫu, ion Co 2+ phản ứng với EDTA trong môi trường acid Sau đó, pH được điều chỉnh lên mức kiềm và lượng EDTA dư được chuẩn độ lại bằng ion chuẩn Mg 2+ theo phương trình 12.4.

Dung dịch chuẩn Mg 2+ 0.01 M Bình hình nón

Hút 5 ml dung dịch Co 2+ (0.01 M- 0.03 M) vào bình nón 250 ml, thêm 20 ml EDTA (dư), điều chỉnh pH = 5 bằng 0.05 M H2SO4 (để Co 2+ không kết tủa) Đợi 10 phút để Co 2+ tạo phức hoàn toàn với EDTA, sau đó nâng pH tới 7 bằng dung dịch ammonium, và thêm tiếp 5 giọt chỉ thị Eriochrome Black T (Dung dịch lúc này có màu xanh biếc vì Eriochrome Black T ở trạng thái tự do)

Chuẩn độ dung dịch trong bình nón bằng dung dịch chuẩn Mg 2+ 0.01 M cho đến khi màu xanh biếc chuyển sang màu đỏ nho Lặp lại thí nghiệm từ 2 đến 3 lần và ghi lại thể tích dung dịch chuẩn Mg 2+ đã tiêu tốn.

STT Thể tích mẫu Co 2+ lấy vào bình tam giác ở mỗi lần chuẩn độ V1 ml

Thể tích dung dịch EDTA thêm vào bình tam giác trong bình tam giác V0 ml

Thể tích dung dịch chuẩn

Mg 2+ tiêu tốn để chuẩn độ lượng dư EDTA, V2 ml

Tại điểm tương đương, số mol Mg 2+ tiêu tốn = số mol EDTA dư = 𝐶 𝑀,𝑀𝑔 2+ × 𝑉2

Số mol Co 2+ = số mol ETDA ban đầu – số mol EDTA dư = 𝐶𝑀,𝐸𝐷𝑇𝐴× 𝑉0−

Do đó, nồng độ Co 2+ được tính theo công thức: 𝐶 𝑀,𝐶𝑜 2+ = 𝐶 𝑀,𝐸𝐷𝑇𝐴 ×𝑉 1 −𝐶 𝑀,𝑀𝑔2+ ×𝑉 2

Trong đó, 𝐶 𝑀,𝐶𝑜 2+là nồng độ mol của Co 2+ , (M); 𝐶𝑀,𝐸𝐷𝑇𝐴 là nồng độ EDTA, (M Tính độ lệch chuẩn và độ lệch chuẩn trung bình của phép đo

1 Trình bày nguyên tắc chung của phương pháp chuẩn độ complexone

2 Giải thích sự thay đổi màu của dung dịch trong bình nón trong quá trình chuẩn độ

Mg 2+ bằng dung dịch chuẩn EDTA với chỉ thị ETOO

3 Trình bày nguyên tắc của việc xác định độ cứng chung và độ cứng riêng bằng phương pháp chuẩn độ complexone

4 Giải thích vì sao phương pháp chuẩn độ complexone thường được tiến hành trong môi trường đệm

5 Nồng độ của dung dịch trilon B được xác định bằng dung dịch có chứa 24 gam Fe(NH4)(SO4)2.12H2O trong một lít Cứ chuẩn độ10ml dung dịch này thì hết tiêu tốn hết 10.3ml dung dịch trilon B Hãy tính nồng độ N, độ chuẩn theo Fe2O3 và độ chuẩn theo CaO của dung dịch trilon B

6 Để xác định tổng hàm lượng Ca 2+ và Mg 2+ người ta định phân 20 ml dung dịch mẫu bằng dung dịch chuẩn trilon B 0.1120 N với chỉ thị ET-OO, lượng dung dịch chuẩn tiêu tốn là 18.15 ml Để xác định riêng nồng độ Ca 2+ , 19 ml dung dịch trilon B được thêm vào vào 20ml dung dịch mẫu phân tích Sau đó, chuẩn độ lượng dư trilon B với chỉ thị murexit thì tốn mất 12ml dung dịch CaCl2 0.1021N Tính nồng độ Ca 2+ và nồng độ Mg 2+ (mđlg/lít) trong dung dịch.

PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ KẾT TỦA

Phản ứng kết tủa là quá trình hình thành chất rắn không tan từ các chất tan trong dung dịch Phương pháp chuẩn độ kết tủa được sử dụng để định lượng thông qua các phản ứng kết tủa này.

Khả năng ứng dụng của các phản ứng kết tủa trong phân tích định lượng có nhiều hạn chế, do:

- Thiếu những chất chỉ thị thích hợp

- Trong một vài trường hợp, đặc biệt là đối với việc chuẩn độ các dung dịch loãng, phản ứng kết tủa xảy ra chậm

Một số kết tủa có thành phần không cố định do hiện tượng đồng kết tủa, dẫn đến tỉ lệ các chất tham gia trong phản ứng không chính xác và có thể gây ra sai số.

Các phản ứng kết tủa có ý nghĩa và được sử dụng trong phân tích định lượng bao gồm:

- Phương pháp bạc: dựa trên việc dùng dung dịch chuẩn là AgNO3, dựa trên khả năng tạo thành muối bạc

- Phương pháp thuỷ ngân I: dựa trên việc dùng dung dịch chuẩn muối thuỷ ngân (I), tạo thành hợp chất thuỷ ngân I không tan như Hg2Cl2, Hg2Br2, Hg 2 I2

Phương pháp thuỷ ngân II sử dụng dung dịch chuẩn muối thuỷ ngân (II) để tạo ra các hợp chất thuỷ ngân II kém phân ly như HgCl2, Hg(CN)2 và Hg(SCN)2.

Tuy nhiên các phương pháp thuỷ ngân (I), (II) có nhược điểm là muối thuỷ ngân rất độc nên ít sử dụng

Phương pháp này thường dùng để xác định ion Cl - dựa vào phản ứng kết tủa giữa Cl - và dung dịch chuẩn AgNO3

Có hai phương pháp thường được sử dụng để xác định điểm tương đương

Là phương pháp định lượng trực tiếp Cl bằng - Ag + với chỉ thị K2CrO4 Một giọt thừa

AgNO3 phản ứng với K2CrO4 tạo ra kết tủa Ag2CrO4 màu đỏ gạch gần điểm tương đương, đánh dấu sự kết thúc của quá trình chuẩn độ.

AgNO3 + NaCl → AgCl↓ (trắng) + NaCl T = 1.8×10 -10

AgNO + K CrO → Ag CrO  + KNO T = 1.8×10 -12

Hình 12.1 minh họa sự thay đổi màu sắc của dung dịch trong quá trình chuẩn độ ion Cl- bằng dung dịch AgNO3 theo phương pháp Mohr Sự thay đổi màu sắc diễn ra từ trái sang phải, thể hiện rõ ràng trước điểm tương đương, gần điểm tương đương và tại điểm tương đương.

Kết tủa đỏ gạch Ag2CrO4 có thể xuất hiện trước hoặc sau điểm tương đương trong phản ứng tùy thuộc vào nồng độ CrO4 2- trong dung dịch Để xác định chính xác điểm tương đương, nồng độ K2CrO4 cần được lựa chọn cẩn thận và không nên tùy ý.

Phương pháp chuẩn độ Mohr chỉ hiệu quả trong dung dịch có pH từ 6-10 Trong môi trường acid mạnh, ion CrO4 2- phản ứng với ion H+, làm giảm nồng độ của CrO4 2- và ngăn cản sự kết tủa của Ag2CrO4, khiến K2CrO4 không còn vai trò chỉ thị Do đó, cần trung hòa môi trường acid bằng NaHCO3 hoặc borate Ở pH lớn hơn 10, bạc hydroxide sẽ hình thành, dẫn đến sai số trong phép chuẩn độ; vì vậy, cần trung hòa bằng nitric acid loãng trong môi trường kiềm.

- Những ion S 2- , SO4 2-, PO4 3-, C2O4 2- cũng tạo kết tủa với Ag +

- Điểm cuối chuẩn độ sẽ kém chính xác khi chuẩn độ những dung dịch loãng

- Những ion trong dung dịch có thể bị hấp phụ trên các hạt kết tủa dẫn đến sai số

- Cần phải lắc mạnh dung dịch khi gần đạt đến điểm tương đương để giải phóng các ion bị hấp phụ trên bề mặt

- Không thể chuẩn độ các ion iodide và bromide vì chúng tạo kết tủa màu nâu, gây cản trở việc nhận biết điểm tương đương

Phương pháp xác định hàm lượng ion halogen trong môi trường acid thường sử dụng phản ứng với dung dịch AgNO3 dư Lượng AgNO3 còn lại sau phản ứng được xác định qua chuẩn độ ngược bằng dung dịch KCNS với chỉ thị phèn sắt Quá trình chuẩn độ kết thúc khi dung dịch chuyển từ màu trắng sang màu đỏ, cho thấy các phản ứng đã diễn ra.

(dư chính xác) (chính xác) (trắng)

Trong hình 12.2, quá trình chuẩn độ Ag+ dư bằng dung dịch chuẩn SCN theo phương pháp Volhard được thể hiện qua sự thay đổi màu sắc của dung dịch Màu sắc của dung dịch chuyển biến từ trái qua phải: trước điểm tương đương, gần điểm tương đương và tại điểm tương đương.

Khi chuẩn độ bạc bằng thiocyanate, ion bạc có thể bị hấp phụ lên bề mặt kết tủa AgCl, gây ra sai số trong phép đo Để hạn chế sai số này, cần lắc mạnh bình tam giác gần đến điểm tương đương, giúp giải phóng ion bạc thừa bị hấp phụ.

Nên dùng môi trường acid mạnh (thường dùng HNO3) để tránh kết tủa Fe(OH)3 và

Trước khi định lượng lượng dư AgNO3, cần loại bỏ kết tủa trắng AgCl bằng cách lọc hoặc sử dụng các dung môi hữu cơ như nitrobenzene hoặc dibutyl phthalate.

Hai phương pháp xác định điểm cuối trong phương pháp bạc được tóm tắt như sau:

Thông số Phương pháp Mohr Phương pháp Volhard

1 Cách chuẩn độ Chuẩn độ trực tiếp Chuẩn độ ngược

2 Chất chỉ thị K2CrO4 Ferric ammonium sulphate

3 Thay đổi màu tại điểm tương đương

Kết tủa đỏ gạch Dung dịch đỏ gạch

4 Xác định được Cl - và F - Cl-, có thể xác định được

5 pH dung dịch Trung tính hoặc 6-10 Acid

6 Phản ứng liên quan Phản ứng kết tủa Phản ứng kết tủa

Thí nghiệm 1 Chuẩn hóa dung dịch AgNO 3 0.1 M bằng dung dịch chuẩn gốc

Dung dịch chuẩn AgNO3 được chuẩn hóa bằng dung dịch chuẩn gốc NaCl 0.1 M bằng phương pháp Mohr

Các phản ứng xảy ra:

Phản ứng chuẩn độ: AgNO + NaCl 3 → AgCl  + NaNO 3

Phản ứng chỉ thị: AgNO + K CrO 3 2 4 → Ag CrO 2 4  + KNO 3

Chỉ thị: dung dịch K2CrO4 5%(w/v) Bình nón

Chú ý: dung dịch K2CrO4 5% (w/v) được pha bằng cách cân chính xác 0.005 g

K2CrO4 Thêm vài giọt acid HNO3 vào bình định mức (100 ml) chứa 20 ml H2O, tiếp tục thêm lượng K2CrO4 ở trên và định mức tới 100 ml H2O

Pha chế dung dịch chuẩn AgNO 3 0.1 M

Cân vào cốc có mỏ 100 ml khoảng 1.70 g chất rắn AgNO3 trên cân kỹ thuật

Thêm khoảng 20 ml nước cất vào cốc và khuấy đều đến khi chất rắn trong cốc tan Thêm nước cất đến vạch 100 ml và khuấy đều

Pha chế dung dịch chuẩn gốc NaCl 0.1 M

Cân trên cân phân tích khoảng 0.579 g NaCl, ghi lại chính xác khối lượng hiển thị trên cân và cho vào cốc có mỏ 100 ml

Thêm khoảng 20 ml vào cốc và khuấy đều cho chất rắn tan hết

Chú ý: Nồng độ chính xác của dung dịch NaCl được tính toán lại theo khối lượng chất rắn thực tế đã cân

M

Thí nghiệm 2 Xác định hàm lượng Cl - trong nước máy

Hàm lượng clorua trong nước được xác định bằng phương pháp chuẩn độ kết tủa với dung dịch chuẩn AgNO3 và chất chỉ thị K2CrO4

Các phản ứng xảy ra:

Phản ứng chuẩn độ: AgNO + NaCl 3 → AgCl  + NaNO 3

Phản ứng chỉ thị: AgNO + K CrO 3 2 4 → Ag CrO 2 4  + KNO 3

Dung dịch gốc AgNO3 0.1 M Bình nón

Lấy 50 ml mẫu nước máy vào bình nón và thêm vào đó 2  3 giọt dung dịch K2CrO4

Chuẩn độ mẫu bằng dung dịch AgNO3 từ burette cho đến khi màu chuyển từ vàng sang đỏ gạch của huyền phù, đánh dấu thời điểm bắt đầu tạo kết tủa Ag2CrO4 Thí nghiệm này cần được lặp lại từ 2 đến 3 lần để đảm bảo độ chính xác.

Chuẩn độ đồng thời mẫu trống chứa nước cất và 2  3 giọt dung dịch K2CrO4 5% (w/v) Ghi lại thể tích AgNO3 tiêu tốn để tạo kết tủa màu cam, Vt

STT Thể tích mẫu nước máy lấy vào bình tam giác ở mỗi lần chuẩn độ V1 ml

Thể tích dung dịch AgNO3 tiêu tốn để chuẩn độ mẫu nước máy V2 ml

Thể tích dung dịch AgNO3 tiêu tốn để chuẩn độ dung dịch trống Vt ml

Hàm lượng Cl - trong nước máy được tính theo công thức 𝐶 𝐶𝑙 − = 𝐶 𝑀,𝐴𝑔𝑁𝑂3 ×(𝑉 2 −𝑉 𝑡 )

Tính độ lệch chuẩn và độ lệch chuẩn tương đối của phép đo

1 Trình nguyên tắc và các phương pháp xác định điểm cuối của phương pháp chuẩn độ bạc

2 Trình bày các điều kiện của phương pháp xác định điểm cuối Mohr

3 Từ các giá trị tích số tan của AgCl và Ag2CrO4, hãy tính lượng chỉ thị K2CrO4 5% tối đa có thể sử dụng cho phép chuẩn độ 10 ml dung NaCl 0.1 N bằng dung dịch AgNO3 cùng nồng độ

4 Dùng AgNO3 0,1N để chuẩn độ dung dịch NaCl thì tiêu tốn 20ml dung dịch AgNO3 Tính số gam clo trong dung dịch

5 Hòa tan 0,2266 gam mẫu có chứa Cl - và thêm vào dung dịch thu được 30ml dung dịch AgNO3 0,1121N Tính % Cl - trong mẫu phân tích, biết rằng định phân lượng Ag + dư tốn mất 0,5ml dung dịch NH4SCN 0,1158N

PHƯƠNG PHÁP PHÂN TÍCH TRỌNG LƯỢNG

Phương pháp phân tích trọng lượng là một kỹ thuật định lượng dùng để xác định hàm lượng chất cần phân tích (X) trong mẫu thử Phương pháp này dựa vào việc cân khối lượng sản phẩm hình thành sau phản ứng kết tủa của X, thông qua các phương pháp hóa học hoặc vật lý.

Để xác định khối lượng cấu tử M trong đối tượng phân tích X bằng phương pháp hóa học, có thể tách M ra khỏi các cấu tử khác dưới dạng hợp chất hóa học xác định như MxAy Khối lượng M hoặc hàm lượng % của M trong hợp chất phân tích có thể được tính dựa vào khối lượng của X và MxAy Phương pháp này đa dạng và có thể áp dụng trong nhiều trường hợp khác nhau.

- Tách cấu tử xác định dưới dạng hợp chất ít tan bằng phản ứng tạo kết tủa như định lượng sunfat bằng cách làm kết tủa dưới dạng BaSO4:

Phản ứng giữa ion sulfate SO4 2- và ion bari Ba 2+ tạo ra kết tủa bari sulfate BaSO4 Sau đó, quá trình lọc và rửa kết tủa được thực hiện, tiếp theo là sấy khô và nung đến khi khối lượng ổn định Khối lượng ion sulfate SO4 2- được xác định từ khối lượng bari sulfate BaSO4 thu được Phương pháp này thường được áp dụng để xác định lưu huỳnh trong mẫu bằng cách oxi hóa thành ion SO4 2- và chuyển đổi chúng thành dạng kết tủa.

Để xác định các cấu tử dễ bay hơi, có thể sử dụng phương pháp đuổi bằng cách đun nóng mẫu phân tích ở nhiệt độ cao Sau khi nung, so sánh sự chênh lệch khối lượng trước và sau khi đun sẽ giúp xác định hàm lượng chất phân tích dễ bay hơi.

Để xác định hàm lượng nước kết tinh trong barium chloride ngậm nước BaCl2.nH2O, mẫu được sấy ở nhiệt độ 120°C cho đến khi đạt khối lượng không đổi Hàm lượng nước kết tinh được tính dựa trên độ chênh lệch khối lượng của mẫu trước và sau khi sấy.

Các bước thực hiện trong phương pháp phân tích trọng lượng:

1 Lấy mẫu: Việc lấy mẫu tùy thuộc vào tính chất của mẫu, giá thành của phép phân tích và giá trị của mẫu

2 Hòa tan mẫu: Để thực hiện phép phân tích này, mẫu phải được chuyển về dạng dung dịch Theo đó, một lượng chính xác mẫu được cân và hòa tan trong nước cất, acid hoặc base loãng Có thể đun nóng dung dịch để hòa tan hoàn toàn mẫu nếu cần thiết

Bước này áp dụng phản ứng hóa học để tạo kết tủa bằng cách sử dụng thuốc thử phù hợp Kết tủa thu được cần phải dễ dàng lọc, có độ tan thấp, bền vững, và phải có khối lượng cùng công thức hóa học xác định sau khi nung.

Trong quá trình kết tủa, có thể xảy ra hiện tượng lẫn tạp chất do một số nguyên nhân chính Đầu tiên, đồng kết tủa xảy ra khi tạp chất kết tủa đồng thời với chất cần xác định Thứ hai, hiện tượng hấp phụ bề mặt diễn ra khi các tạp chất bám vào bề mặt của chất kết tủa Thứ ba, nội hấp là khi tạp chất bị giữ lại bên trong lòng chất kết tủa trong quá trình hình thành hạt kết tủa Cuối cùng, kết tủa sau là tình trạng khi chất cần xác định ở trong dung dịch quá lâu, dẫn đến việc các tạp chất khác có thể kết tủa và bám vào bề mặt hạt kết tủa đã có.

4 Lọc kết tủa: quá trình tách kết tủa ra khỏi dung dịch bằng cách sử dụng giấy lọc

Giấy lọc nên có khối lượng tro nhỏ và xác định

5 Rửa kết tủa: kết tủa sau khi lọc cần phải được rửa lại để lại bỏ các tạp chất Nước rửa cần:

- Không có hoặc có rất ít ảnh hưởng dung môi đến kết tủa cần thu

- Có thể dễ dàng hòa tan các tạp chất nhưng không hòa tan kết tủa

- Không keo hóa kết tủa ngay cả khi tất cả các chất điện ly đã bị rửa đi

Thông thường, nước cất thường được dùng để rửa các kết tủa

6 Sấy khô và nung kết tủa: các kết tủa được sấy ở 100-120 o C trong lò Quá trình sấy sẽ loại bỏ dung môi hoặc nước trong kết tủa thu được Một số kết tủa cần phải nung ở nhiệt độ thích hợp đến khối lượng không đổi trước khi cân Sau khi sấy và nung sẽ thu được dạng cân của các kết tủa có thành phần xác định

7 Cân và tính toán: Mẫu thu được sau khi sấy và nung được đem đi cân, và khối lượng của kết tủa được tính như sau: khối lượng kết tủa = khối lượng chén có chứa kết tủa – khối lượng chén

Khối lượng của kết tủa được dùng để tính hàm lượng của mẫu.

Định lượng SO 4 2-

Xác định SO4 2- dựa vào phản ứng giữa SO4 2- và Ba 2+ để tạo thành kết tủa tinh thể BaSO4:

Lọc, rửa kết tủa, sấy khô và nung tới khối lượng không đổi Từ khối lượng BaSO4 suy ra lượng SO4 2- Điều kiện thí nghiệm:

- Lượng mẫu cần lấy chứa SO4 2- sao cho lượng BaSO4 thu được vào khoảng 0,5 g

Để tiến hành thí nghiệm tạo thành kết tủa tinh thể, cần tuân thủ các điều kiện sau: sử dụng dung dịch mẫu và thuốc thử loãng, nhiệt độ cao, thêm thuốc thử từ từ, và đảm bảo dung dịch có tính acid với pH 2.

- Cần tách các ion cản trở: như SiO3 2-, WO4 2-, SnO3 2- (vì có thể tạo kết tủa: H2SiO3,

H2WO4, H2SnO3), cần tách hoặc che các ion dễ cộng kết như Fe 3+ , Al 3+ , Cl , MnO - 4 -

- Khi nung, BaSO4 có thể bị khử một phần bởi C của giấy lọc:

Nếu có đủ không khí thì BaS lại bị oxi hóa thành BaSO4

Như vậy, nung đến khối lượng không đổi thì không còn BaS:

- Không nung kết tủa ở nhiệt độ trên 800 ºC vì ở 1400 ºC tủa BaSO4 bị phân huỷ theo phương trình:

Hóa chất và dụng cụ

Dung dịch phân tích H2SO4 0.1 M

Cốc có mỏ 200 ml, 250 ml Đũa thủy tinh

Phễu thủy tinh Mặt kính đồng hồ Ống đong loại 10 ml

Ta tính được khối lượng BaCl2 cần lấy để pha trong VH2O: 2O

V H thể tích nước cần lấy (ml), C: nồng độ phần trăm BaCl2 (5%)

Tiến hành pha: Cân vào cốc khối lượng BaCl2 đã tính toán và hòa tan bằng VH2O cần pha

Để thực hiện thí nghiệm, đầu tiên lấy 10 ml dung dịch chứa BaSO4 cho vào cốc có mỏ 250 ml, sau đó pha thêm nước cất đến 150 ml và thêm khoảng 4 ml HCl 1 M Tiếp theo, đun dung dịch đến gần sôi Đồng thời, lấy 6 ml dung dịch BaCl2 5% (w/w) cho vào cốc riêng 100 ml, pha loãng bằng nước cất đến 50 ml và đun dung dịch đến gần sôi (~90 °C).

Để thực hiện thí nghiệm, rót từ từ dung dịch BaCl2 vào dung dịch chứa ion SO4 2- và khuấy đều Kiểm tra sự kết tủa của SO4 2- bằng cách thêm vài giọt dung dịch BaCl2; nếu không thấy dung dịch vẩn đục, kết tủa đã hoàn toàn Đậy cốc bằng mặt kính đồng hồ và đun cách thủy trong khoảng 1 giờ Sau đó, để nguội và lọc qua giấy lọc dày (băng xanh) theo các thao tác gấp giấy lọc như mô tả trong Hình 13.1.

Hình 13.1 Thao tác gấp giấy lọc

Rửa kết tủa 3-4 lần, mỗi lần dùng 20-30 ml nước cất (Hình 13.2)

Hình 13.2 Kỹ thuật rửa kết tủa

Để loại bỏ ion Cl trong dung dịch, trước tiên cần gạn dung dịch qua giấy lọc Sau đó, đổ nước vào cốc chứa kết tủa và khuấy nhẹ nhàng, để lắng kết tủa và gạn dung dịch qua giấy lọc một lần nữa Lặp lại quy trình này nhiều lần cho đến khi hầu như không còn ion Cl Cuối cùng, chuyển toàn bộ kết tủa lên giấy lọc.

Tiếp tục rửa kết tủa trên giấy lọc bằng nước cất cho đến khi không còn ion Cl trong nước rửa (kiểm tra bằng dung dịch AgNO3) Cân khối lượng chén nung sau khi sấy (m0), sau đó cho giấy lọc và kết tủa vào chén, đốt cháy từ từ để tạo thành than mà không để xảy ra ngọn lửa Đặt chén vào lò nung, nung ở 800 °C trong 20-25 phút Sau đó, lấy chén ra, cho vào bình hút ẩm để nguội và cân lại Tiếp tục nung chén trong lò thêm 10-15 phút và lặp lại quy trình cân cho đến khi khối lượng không thay đổi, sau đó ghi lại khối lượng (m1).

Khối lượng chén nung + mẫu: ……… g

Khối lượng SO4 2- trong mẫu cân: 2-

Hàm lượngSO 2- 4 trong mẫu phân tích: 2 4 4 2 / H 2 S O 4

Câu hỏi bài tập và ôn tập

1 Trình bày các bước thực hiện chính trong phép phân tích khối lượng

2 Trình bày nguyên tắc của phương pháp xác định hàm lượng SO4 2- bằng dung dịch chuẩn Ba 2+

3 Giải thích tại sao cần phải đun nóng dung dịch BaCl2 trước khi cho vào dung dịch mẫu SO4 2-

4 Nhiệt độ nung ảnh hưởng thế nào đến dạng cân khi xác định hàm lượng SO4 2- bằng dung dịch BaCl2

5 Để xác định hàm lượng barium trong một mẫu BaCl 2 2H 2 O, 0.653 g mẫu được hòa tan thành 250 ml dung dịch 50 ml dung dịch này được lấy ra và ion barium được kết tủa dưới dạng BaSO 4 Sau khi lọc, rửa và nung kết tủa đó thì thu được 0.1241 g BaSO 4 Tính hàm lượng % của barium trong mẫu.

Tiêu đề	Giáo Trình Thực Hành Hóa Phân Tích
Tác giả	Võ Thắng Nguyên, Lê Thị Tuyết Anh, Nguyễn Thị Hường, Nguyễn Tiên Hoàng
Trường học	Đại Học Đà Nẵng
Chuyên ngành	Hóa học
Thể loại	giáo trình
Năm xuất bản	2022
Thành phố	Đà Nẵng

Định dạng
Số trang	132
Dung lượng	2,56 MB