TRƯỜNG ĐẠI HỌC SƯ PHẠM HÀ NỘI 2 KHOA HÓA HỌC ------------------------ BÙI THỊ THOA XÂY DỰNG QUY TRÌNH PHÂN TÍCH HÀM LƯỢNG MỘT SỐ ION, ỨNG DỤNG TRONG PHÂN TÍCH THỰC TẾ BẰNG PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ THỂ TÍCH KHÓA LUẬN TỐT NGHIỆP ĐẠI HỌC Chuyên ngành: Hóa học phân tích Người hướng dẫn khoa học ThS. VŨ THỊ KIM THOA HÀ NỘI - 2015 Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học LỜI CẢM ƠN Để hoàn thành khóa luận này em xin bày tỏ lòng cảm ơn sâu sắc tới cô giáo – ThS. Vũ Thị Kim Thoa, đã tận tình chỉ bảo giúp đỡ em trong suốt quá trình em thực hiện đề tài này. Em cũng xin chân thành cảm ơn các thầy cô giáo trong khoa Hóa, các cô chú quản lí thư viện trường Đại Học Sư Phạm Hà Nội 2 đã tạo điều kiện thuận lợi để em hoàn thành đề tài. Vì thời gian có hạn nên chắc chắn đề tài của em còn nhiều thiếu sót kính mong sự đóng góp của các thầy cô và các bạn. Em xin chân thành cảm ơn. Hà Nội, ngày 08 tháng 05 năm 2015 Sinh viên Bùi Thị Thoa SV: Bùi Thị Thoa Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học MỤC LỤC MỞ ĐẦU ........................................................................................................... 1 1. Lí do chon đề tài......................................................................................... 1 2. Mục đích nghiên cứu.................................................................................. 2 3. Nhiệm vụ nghiên cứu ................................................................................. 2 4. Đối tượng nghiên cứu ................................................................................ 3 5. Phương pháp nghiên cứu ........................................................................... 3 CHƯƠNG 1: TỔNG QUAN ............................................................................. 4 1.1. Phương pháp phân tích thể tích............................................................... 4 1.2. Chuẩn độ axit - bazơ ............................................................................... 5 1.2.1.Chất chỉ thị......................................................................................... 6 1.2.2. Các loại chỉ thị axit – bazơ ............................................................... 7 1.2.3. Các trường hợp trong chuẩn độ axit – bazơ..................................... 7 1.3. Chuẩn độ oxi hóa - khử ........................................................................... 7 1.3.1. Phương pháp pemanganat ................................................................ 8 1.3.2.Phương pháp dicromat ...................................................................... 8 1.3.3. Phương pháp iot ............................................................................... 9 1.4. Chuẩn độ tạo phức ................................................................................ 10 1.4.1. Thuốc thử ....................................................................................... 10 1.4.2. Sự tạo phức của EDTA với các ion kim loại.................................. 11 1.5. Chuẩn độ kết tủa ................................................................................... 12 1.5.1. Phương pháp Mohr: dùng chỉ thị K2CrO4 ...................................... 12 1.5.2. Phương pháp Volhard..................................................................... 13 1.5.3. Phương pháp Fajans....................................................................... 14 1.6. Các phương pháp nâng cao độ chọn lọc của phép xác định ................ 15 1.6.1. Phương pháp che ............................................................................ 15 SV: Bùi Thị Thoa Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học 1.6.2. Phương pháp giải che ..................................................................... 18 CHƯƠNG 2. ĐỐI TƯỢNG NGHIÊN CỨU VÀ KẾT QUẢ......................... 19 2.1. Xây dựng một số quy trình phân tích hàm lượng một số ion, ứng dụng trong phân tích thực tế bằng phương pháp chuẩn độ thể tích. ..................... 19 2.2. Kết quả .................................................................................................. 50 KẾT LUẬN ..................................................................................................... 53 TÀI LIỆU THAM KHẢO ............................................................................... 54 SV: Bùi Thị Thoa Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học MỞ ĐẦU 1. Lí do chon đề tài Hóa học phân tích là ngành khoa học ứng dụng tổng hợp các thành tựu của các ngành khoa học khác có liên quan như: hóa học, vật lý, toán học – tin học, sinh học - môi trường, vũ trụ , hải dương học, địa chất, địa lý, … Đặc biệt, nó đóng vai trò hết sức quan trọng trong việc kiểm tra sản xuất trong công nghiệp hóa chất. Nhờ việc phân tích thường xuyên hàm lượng cấu tử trong các nguyên liệu, các bán thành phẩm, cũng như kiểm tra chất lượng các sản phẩm mà người ta có thể điều chỉnh kịp thời các quy trình công nghệ và tránh được lãng phí có khi rất lớn trong các nhà máy, xí nghiệp. Phân tích định lượng đóng vai trò hết sức quan trọng trong điều tra cơ bản tài nguyên (phân tích quặng, đất, nước,…) phục vụ cho các mục đích kinh tế và quốc phòng. Do sự liên quan mật thiết giữa phân tích định lượng với sản xuất như vậy, nên cùng với sự phát triển của sản xuất, các phương pháp phân tích định lượng không ngừng được hoàn thiện để phục vụ yêu cầu của sản xuất. Đây là một ngành khoa học có sự tích hợp cao của nhiều ngành khoa học tự nhiên mà mục đích cuối cùng của nó là đem lại lợi ích tối đa cho khoa học, đời sống và sự phát triển của con người. Trong những năm gần đây, các phương pháp phân tích hiện đại phát triển rất mạnh mẽ. Ưu điểm của các phương pháp này là độ nhạy cao, tốc độ phân tích nhanh, dùng rất phổ biến trong các phép phân tích vết cũng như trong phân tích hàng loạt để kiểm tra sản xuất. Mặt khác, tâm lí của mọi người làm phân tích vẫn thích đo đọc trên máy (ấn nút, bật, ngắt điện… để đọc số liệu) hơn là chỉ đơn thuần lắc, đổ, đun nóng, quan sát … Điều đó càng thúc đẩy sự mở rộng phạm vi ứng dụng của các phương pháp hiện đại. Tuy nhiên, các phương pháp hóa học vẫn đóng vai trò quan trọng và cần thiết trong phân tích hiện đại. Đối với nhiều nguyên tố nếu hàm lượng không quá SV: Bùi Thị Thoa 1 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học bé thì độ chính xác của bất kì phương pháp nào cũng không thể vượt quá độ chính xác của phương pháp phân tích hóa học. Mặt khác, phương pháp này cho kết quả trực tiếp( Ví dụ: sự xuất hiện kết tủa trắng AgCl của phép chuẩn độ ion Cl- bằng ion Ag+, hay là khi chuẩn độ Ag+ dư bằng SCN-, chỉ thị Fe3+ ban đầu xuất hiện kết tủa trắng, tại điểm dừng chuẩn độ khi có dư SCN- thì xuất hiện màu hồng của phức FeSCN2+…); các phương pháp hóa học chỉ đòi hỏi các dụng cụ rẻ tiền, đơn giản, ở bất kì phòng thí nghiệm nào cũng có; rèn luyện kĩ năng tiến hành thí nghiệm, một kĩ năng không thể thiếu với người giáo viên giảng dạy bộ môn hóa học tại các trường phổ thông. Hóa học phân tích thực chất là ngành phân tích đóng vai trò quan trọng trong khoa học, kỹ thuật, trong nghiên cứu khoa học, điều tra cơ bản để phát triển tiềm năng, khai thác tài nguyên khoáng sản, đánh giá chất lượng sản phẩm. Xã hội ngày càng phát triển thì vấn đề ô nhiễm môi trường,sự nhiễm độc thực phẩm, sự gia tăng của các dịch bệnh là điều không thể tránh khỏi. Việc tìm hiểu và nghiên cứu trong suốt quá trình học trong trường là điều rất cần thiết; sinh viên phải tự trau dồi kiến thức cũng như hình thành cho mình những kĩ năng cơ bản, để sau này khi ra trường sinh viên có thể vận dụng các kiến thức đã học vào giải quyết các vấn đề liên quan đến thực tế. Trên cơ sở đó,em đã chọn đề tài: “Xây dựng quy trình phân tích hàm lượng một số ion, ứng dụng trong phân tích thực tế bằng phương pháp chuẩn độ thể tích”. 2. Mục đích nghiên cứu Để xây dựng quy trình phân tích hàm lượng một số ion, ứng dụng trong phân tích thực tế bằng các phương pháp chuẩn độ thể tích. 3. Nhiệm vụ nghiên cứu - Xây dựng quy trình phân tích hàm lượng một số ion. - Tìm mẫu thực tế có ion cần phân tích. SV: Bùi Thị Thoa 2 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học - Xác định hàm lượng ion có trong mẫu bằng phương pháp chuẩn độ thể tích. 4. Đối tượng nghiên cứu Thiết kế các bài thí nghiệm định lượng các chất trong hỗn hợp bằng phương pháp chuẩn độ thể tích. 5. Phương pháp nghiên cứu - Phương pháp nghiên cứu tài liệu - Phương pháp tiến hành thực nghiệm. SV: Bùi Thị Thoa 3 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học CHƯƠNG 1: TỔNG QUAN 1.1. Phương pháp phân tích thể tích Xét phản ứng hóa học: aA + bB cC + dD Nếu cho B phản ứng vừa hết với VA (ml) dung dịch A, tại điểm tương đương trong dung dịch không còn dư A hay B là CB (N) và thể tích chất B đã dùng trong phản ứng là VB (ml): VB .CB = VA .CA =>CA = VB. CB / VA (N) Quá trình thêm dần thuốc thử B vào dung dịch cần chuẩn được gọi là quá trình chuẩn độ. Khi lượng chất B đã cho vào vừa đủ để phản ứng vừa hết với toàn bộ chất A trong dung dịch thì ta nói rằng phép chuẩn độ đã đạt đến điểm tương đương. Điểm ngừng chuẩn độ (được coi gần đúng điểm tương đương) là điểm tại đó, chất chỉ thị đổi màu (phương pháp hóa học). Trong thực tế, điểm dừng chuẩn độ có thể không trùng với điểm tương đương và điều đó gây ra sai số chuẩn độ. Sai số chuẩn độ thường do 2 yếu tố: - Do sử dụng chỉ thị không thích hợp ( sai số chỉ thị ) - Do kĩ thuật chuẩn độ: sử dụng pipet, buret không đúng, giọt dung dịch ở buret ra quá lớn,… Tính toán kết quả phân tích thể tích Trong chuẩn độ trưc tiếp người ta dùng pipet lấy chính xác VB ml dung dịch cần chuẩn B, thêm dung dịch chuẩn A có nồng độ CA mol/l (đã được biết chính xác) từ buret vào dung dịch Bcho đến khi phản ứng xảy ra hoàn toàn. Ghi thể tích VA ml trên buret và tính nồng độ dung dịch B. SV: Bùi Thị Thoa 4 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Tính theo định luật hợp thức: Khi phản ứng giữa chất A và chất B đạt tới mức độ hoàn toàn ( không còn dư cấu tử phản ứng), thì tọa độ phản ứng đối với mỗi chất đạt tới trạng thái cực đại, và các tọa độ cực đại này phải bằng nhau và chung cho mọi chất phản ứng. Tọa độ cực đại bằng số mol ban đầu chia cho hệ số hợp phức của mỗi chất. Chẳng hạn, đối với phản ứng : vAA + vAB tổng số mol ban đầu,n0 CAVA vCC + vDD (1) CBVB (mmol) (trước phản ứng) Tọa độ phản ứng cực đại, Định luật hợp thức : => CB = = . = mmol/l (2) Tính theo quy tắc đương lượng: Đối với phản ứng (1), giả sử ĐA = và ĐB = (Klmol = khối lượng mol) - Đổi nồng độ mol của các chất sang nồng độ đương lượng CN(A) = nACM (A) CN(B) = nBCM (B) Áp dụng quy tắc đương lượng Số mđ = CN (A). VA = CN (B). VB  CM (B) = = . mmol/ml (3) Hệ thức (2) và (3) là đồng nhất nếunB = vA và nA = vB 1.2.Chuẩn độ axit - bazơ Chuẩn độ axit – bazơ là việc xác định điểm cuối dựa trên sự biến đổi pH đột ngột quan sát thấy ở gần điểm tương đương. Ở gần điểm tương đương, nồng độ của các chất cần chuẩn và chất chuẩn quyết định khoảng biến đổi pH. SV: Bùi Thị Thoa 5 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Để lựa chọn chất chỉ thị thích hợp cho từng trường hợp chuẩn độ cần phải nắm được quy luật biến đổi pH của dung dịch theo lượng chất chuẩn tiêu thụ khi chuẩn độ. Đường phụ thuộc giữa hai đại lượng này được gọi là đường chuẩn độ. Việc tính toán và xây dựng đường chuẩn độ cho phép lựa chọn hợp lí chất chỉ thị và đánh giá được sai số chuẩn độ. Trong đường chuẩn độ có sự xuất hiện của bước nhảy chuẩn độ, sự xuất hiện này cho phép mở rộng phạm vi mở rộng chất chỉ thị và có khả năng chuẩn độ chính xác. Thực tế, muốn chuẩn độ chính xác phải chọn được chất chỉ thị thỏa mãn 2 yêu cầu: - Có chỉ số chuẩn độ trùng hoặc rất gần với pH tại điểm tương đương của phép chuẩn độ (pT pHtđ ). - Phải đổi màu đột ngột tại điểm kết thúc chuẩn độ. Tuy vậy, do sự xuất hiện bước nhảy chuẩn độ mà ta không nhất thiết phải chọn chất chỉ thị có pT = pHtđ mà có thể chọn bất kì chất chỉ thị nào có chỉ thị chuẩn độ nằm trong bước nhảy chuẩn độ tương ứng với sai số cho phép (q = 0,1 – 0,2%). Bước nhảy chuẩn độ phụ thuộc vào nồng độ của các axit và kiềm dùng trong chuẩn độ. Nếu nồng độ axit và kiềm càng lớn thì bước nhảy chuẩn độ càng lớn và ngược lại nếu nồng độ các axit và bazơ càng bé thì bước nhảy chuẩn độ càng hẹp và phép chuẩn độ càng kém chính xác. 1.2.1.Chất chỉ thị Những chỉ thị axit – bazơ là những axit hoặc bazơ yếu. Phản ứng phân li hoặc liên hợp của chất chỉ thị kèm theo sự chuyển vị cấu tạo bên trong dẫn tới sự biến đổi màu. Chúng ta đưa ra phản ứng điển hình của chỉ thị axit – bazơ dưới dạng sau: H2O + HIn → H3O+ + In(màu axit) SV: Bùi Thị Thoa hoặc (màu kiềm) 6 In- + H2O → HIn + OH(màu kiềm) (màu axit) Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Trong các dung dịch axit mạnh, chỉ thị ở dạng HIn là dạng chiếm ưu thế, tương ứng với "Màu axit". Trong các dung dịch kiềm, các hạt In- sẽ chiếm ưu thế tương ứng với "Màu kiềm" của chất chỉ thị đó. 1.2.2. Các loại chỉ thị axit – bazơ Những chỉ thị phtalein: Phần lớn những chỉ thị không màu trong dung dịch axit và có màu trong môi trường kiềm. Trong môi trường kiềm mạnh, màu của chúng bị mất chậm. Các sunfonphtalein: Đặc trưng là có hai khoảng chuyển màu; một khoảng quan sát thấy trong dung dịch khá axit, một khoảng khác trong môi trường trung tính hoặc kiềm vừa phải. Khác với các chất màu phtalein, các chỉ thị loại này có dạng kiềm màu đỏ rất bền trong môi trường kiềm mạnh. Chỉ thị azo: Khi tăng độ kiềm của môi trường màu của phần lớn các chỉ thị azo biến đổi từ màu đỏ sang vàng; điểm chuyển màu của chỉ thị chuyển dịch một chút về vùng axit. Metyl da cam và metyl đỏ là những đại diện phổ biến nhất của loại chỉ thị đó. 1.2.3. Các trường hợp trong chuẩn độ axit – bazơ - Chuẩn độ bazơ mạnh bằng axit mạnh. - Chuẩn độ axit mạnh bằng bazơ mạnh. - Chuẩn độ đơn bazơ yếu bằng axit mạnh. - Chuẩn độ đơn axit yếu bằng bazơ mạnh. - Chuẩn độ hỗn hợp các đơn axit và đơn bazơ. - Chuẩn độ các đa axit và đa bazơ. 1.3.Chuẩn độ oxi hóa - khử Để mô tả quá trình xảy ra khi chuẩn độ ta dùng đường chuẩn độ để biểu diễn sự phụ thuộc giữa thế với thể tích đã dùng (E – V) hoặc với tỉ số mol của các chất tham gia phản ứng chuẩn độ (E – P). SV: Bùi Thị Thoa 7 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Khi cho thể tích xác định dung dịch chuẩn của chất oxi hóa hoặc khử vào dung dịch cần chuẩn độ thì xảy ra phản ứng oxi hóa – khử. Phản ứng này làm thay đổi nồng độ của các chất phản ứng sao cho khi cân bằng, thế oxi hóa của hai cặp oxi hóa – khử bằng nhau tại mọi điểm của đường cong. Căn cứ vào thuốc thử được dùng mà người ta phân loại phương pháp chuẩn độ oxi hóa – khử thành các phương pháp cụ thể: phương pháp pemanganat, phương pháp đicromat, phương pháp iot,… 1.3.1.Phương pháp pemanganat Pemanganat là chất oxi hóa mạnh. Trong dung dịch axit, ion MnO4-bị khử thành ion Mn2+ không màu : MnO4-+ 8H+ +5e Mn2+ + 4 H2O E0=1,51V Trong dung dịch axit yếu, trung tính, bazơ, sản phẩm phản ứng khử MnO4- là MnO2 MnO4-+ 2H2O +3e MnO2+ 4 OH- E0=0,588V Trong dung dịch kiềm mạnh, ion MnO4- bị khử thành manganat MnO42: MnO4-+ e MnO42- E0=0,564V Nếu ion Permanganat được hòa tan trong dung dịch 1M axit percloric và axit nitric 1M, thì điện thế lần lượt là 1,70 và 1,60V. 1.3.2.Phương pháp dicromat Nguyên tắc: Kali đicromatcó tính oxi hóa trong môi trường axit Cr2O72- + 14H+ + 6e 2Cr3+ + 7H2O E0 = 1,33V Dung dịch chuẩn đicromat rất bền. Có thể axit hóa bằng axit sulfuric, axit pecloric loãng. Có thể chuẩn độ bằng đicromat ở nhiệt độ thường khi có mặt HCl đến nồng độ 3,5M. Ở nồng độ HCl đặc hơn và khi đun nóng thì có clo bay ra. SV: Bùi Thị Thoa 8 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Khi chuẩn độ với đicromat có thể dùng các chất chỉ thị điphenylamin, điphenylbenziđin, natri điphenylsunfonat. Phương pháp này chủ yếu dùng để chuẩn độ Fe(II) Cr2O72- + 14H+ + 6Fe2+ → 2Cr3+ + 6Fe3+ +7H2O Phạm vi ứng dụng: Phản ứng này có thể dùng chuẩn độ ngược chiều chất oxi hóa. Có thể định lượng chất khử bằng phương pháp chuẩn độ thế hoặc chuẩn độ ngược. Cho chất khử phản ứng với mỗi Fe3+ dư và chuẩn độ Fe2+ tạo thành Cr2O72-. Nếu chất khử phản ứng chậm với Fe3+thì thêm K2Cr2O7 dư, lấy chính xác, sau đó chuẩn độ ngược bằng dung dịch chuẩn Fe(II). 1.3.3. Phương pháp iot Iot là chất oxi hóa yếu và iodua là chất khử yếu. 2I- I2 (rắn) + 2e E0 = 0,5345V Vì vậy I2 có thể oxi hóa được các chất khử trung bình ( H2S, H2SO3, Sn(II)…) và ion iođua có thể khử được các chất oxi hóa trung bình trở lên (Fe3+, H2O2, Cr2O72-, MnO4-…) Phương pháp này dựa trên cơ sở các quá trình oxi hóa - khử biến iot tự do thành iođua và ngược lại: I2 + I- I3 - và I3- + 2e 3I- Phạm vi ứng dụng: Định lượng các chất khử hoặc các chất oxi hóa. Một trong các chất khử được dùng để định lượng trong phương pháp này là Na2S2O3. Để chính xác người ta dùng chỉ thị hồ tinh bột. Cho các chất oxi hóa tác dụng với KI dư, sau đó chuẩn độ lượng Iot giải phóng ra bằng Na2S2O3. SV: Bùi Thị Thoa 9 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Có thể thêm dư dung dịch chuẩn iot vào chất khử sau đó chuẩn độ KI dư bằng dung dịch chuần Na2S2O3. Phản ứng quan trọng là: I3- + 2S2O32- S4O62- + 3I- 1.4. Chuẩn độ tạo phức Hiện nay phương pháp chuẩn độ tạo phức phổ biến nhất là phương pháp chuẩn độ complexon dựa trên việc sử dụng các axit aminopolicacboxylic làm thuốc thử tạo phức để chuẩn độ các ion kim loại. 1.4.1. Thuốc thử Phương pháp chuẩn độ dựa trên phản ứng tạo phức của các ion kim loại với các nhóm axit aminopolicacboxylic được gọi là phương pháp chuẩn độ complexon. Các complexon là những dẫn xuất của các axit aminopolicacboxylic Complexon I : là axit nitriltriaxetic (NTA), kí hiệu: H3Y, còn gọi là trilon A CH2 - COOH N Complexon I tạo phức kém bền với CH2 - COOH ion kim loại nên ít dùng. CH2 - COOH Complexon II là axit etylen diamin tetraaxetic (EDTA), kí hiệu: H4Y, ít tan trong nước. CH2 - COOH HOOC – H2C N – CH2 – CH2 - N CH2 - COOH HOOC – H2C Complexon III (trilon B): Muối đinatri của axit etylen điaminotetra axetic (muối đinatri của EDTA), kí hiệu: Na2H2Y, trong phòng thí nghiệm vẫn hay quen gọi là EDTA. SV: Bùi Thị Thoa 10 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Các complexon tạo phức bền với nhiều ion kim loại. Các phản ứng tạo phức này thỏa mãn tất cả các điều kiện của phân tích thể tích. Do đó phương pháp chuẩn độ complexon trở thành một trong những phương pháp phân tích phổ biến nhất. EDTA là thuốc thử được sử dụng nhiều nhất, EDTA là một axit có 4 nấc phân li: pK1 = 2,0 ; pK2 = 2,67 ; pK3 = 6,16 ; pK4 = 10,26. Hai proton đầu tách ra khá dễ dàng, hai proton sau tách ra khó khăn hơn nhiều. Ngoài 4 ion của nhóm cacboxylic, phân tử EDTA còn có 2 nguyên tử nitơ, mỗi nguyên tử đều có đôi điện tử không phân chia (tự do), do đó có tiềm năng tạo 6 liên kết ion kim loại. EDTA được kí hiệu là H4Y có thể tồn tại ở 5 dạng sau : H4Y, H3Y-, H2Y2-, HY3- và Y4-. H4Y và Na2H2Y.2H2O có thể điều chế được ở dạng tinh khiết dùng làm dung dịch gốc. Muốn vậy phải sấy ở nhiệt độ 130 – 1350C để làm mất nước. Thành phần của EDTA như là một hàm số của pH. Trong dung dịch nước EDTA tồn tại ở 5 dạng, lượng tương đối của dung dịch này phụ thuộc vào pH. 1.4.2. Sự tạo phức của EDTA với các ion kim loại Phản ứng tạo phức Một trong các axit amino polycaboxilic được ứng dụng rộng rãi và sớm nhất trong phân tích thể tích là axit etylen điamin tetraaxetic (EDTA). Phản ứng giữa complexon III và ion kim loại Men+ như sau: Me2+ + H2Y2- →MeY2- + 2H+ Me3++ H2Y2- →MeY- + 2H+ Me4+ +H2Y2-→MeY+ 2H+ EDTA tạo phức bền và tan trong nước với nhiều ion kim loại. Tất cả các cation phản ứng với EDTA, trừ ion kim loại kiềm đều tạo thành các phức đủ bền, đó là cơ sở cho các phương pháp chuẩn độ. SV: Bùi Thị Thoa 11 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Ảnh hưởng của pH: Sự nghiên cứu cân bằng trong dung dịch chứa ion kim loại và EDTA chỉ rõ mức độ tạo phức phụ thuộc vào pH của dung dịch. Khi chuẩn độ các cation tạo phức kém bền ( ví dụ : Mg2+, Ca2+) phải chuẩn độ trong môi trường kiềm. Ngược lại, để chuẩn độ những cation tạo phức bền hơn ( ví dụ : Zn2+, Ni2+…), có thể thực hiện ngay trong cả môi trường axit vừa phải. Phép chuẩn độ bằng dung dịch EDTA thường thực hiện trong các dung dịch đệm với các giá trị pH thích hợp, cố định. Chất chỉ thị:Các chất chỉ thị kim loại thuộc phổ biến, thường thuộc các loại sau: Các thuốc nhuộm triphenylmetan: Ví dụ pirocatesin tím, xilen da cam, metalphtalein, thimolphtalexon… Các thuốc nhuộm azo: Ví dụ Eriocomden T; 4 – (2- Piridinazo) – Rezoxin (PAR) ; 1-(2 – piri đinazo)- 2 – naphtol(PAN) ;… Các chất chỉ thị thuộc loại khác : ví dụ murexit, aliraxin… 1.5. Chuẩn độ kết tủa Trong các phản ứng chuẩn độ kết tủa thì phép chuẩn độ đo bạc là phương pháp quan trọng nhất, dựa trên việc định lượng clorua bằng dung dịch chuẩn AgNO3. Tùy theo điều kiện thực nghiệm mà người ta sử dụng các phương pháp chuẩn độ: phương pháp Mohr, phương pháp Volhard và phương pháp Fajans 1.5.1. Phương pháp Mohr: dùng chỉ thị K2CrO4 Phương trình phản ứng chuẩn độ: Cl- + Ag+ AgCl↓trắng 2Ag+ + CrO42- Ag2CrO4↓nâu gạch Khi dư 1 giọt AgNO3 thì: Vậy tại điểm cuối chuẩn độ sẽ xuất hiện màu nâu gạch, dạng huyền phù của Ag2CrO4. Độ chính xác của phép chuẩn độ phụ thuộc vào pH của dung dịch, khoảng pH thích hợp là từ 8,0 – 10,0. Nếu dung dịch có môi trường axit SV: Bùi Thị Thoa 12 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học thì phải trung hòa bằng NaHCO3. Nếu trong dung dịch có ion NH4+ thì phải chuẩn độ ở pH = 6,5 – 7,2 vì pH > 7,2 có sự hình thành rõ rệt NH3 làm tan một phần kết tủa Ag2CrO4 và gây sai số. Phương pháp này chủ yếu được dùng để chuẩn độ clorua mặc dù về nguyên tắc có thể xác định chính xác bromua và clorua. 1.5.2. Phương pháp Volhard Phương pháp Volhard dựa trên phép chuẩn độ ion Ag+ bằng SCN- dùng Fe3+ làm chỉ thị: Ag+ + SCN- AgSCN↓trắng Tại điểm cuối chuẩn độ, khi có dư SCN- có sự xuất hiện màu đỏ của ion phức FeSCN2+: Fe3+ + SCN- FeSCN2+ Phương pháp Volhard được dùng rộng rãi để chuẩn độ gián tiếp ion Cl-, sau đó chuẩn độ Ag+ dư bằng SCN- dùng Fe3+ làm chỉ thị. Tại điểm cuối chuẩn độ sẽ xuất hiện màu hồng của phức FeSCN2+ trên nền của màu trắng của AgCl và AgSCN. Ưu điểm của phương pháp là có thể thực hiện phép chuẩn độ trong môi trường axit mạnh CH+ < 0,3M. Tuy nhiên cần chú ý tới một số yếu tố có thể dẫn tới sai số: - Khi chuẩn độ SCN- bằng AgNO3 cần lắc mạnh để tránh hiện tượng hấp phụ Ag+ bởi kết tủa AgSCN dẫn tới sự xuất hiện màu FeSCN- trước điểm tương đương. - Khi chuẩn độ ion Cl- cần chú ý tới phản ứng phụ: AgCl + SCN- AgSCN + Cl- Dẫn tới việc thêm quá dư mới đạt tới điểm tương đương. Muốn vậy phải hạn chế sự tiếp xúc của kết tủa AgCl với dung dịch bằng cách lọc tách kết tủa AgCl hoặc dùng dung môi hữu cơ thích hợp không trộn lẫn với nước như nitrobenzen, vào hỗn hợp trước khi chuẩn độ Ag+ dư bằng SCN- nhằm ngăn chặn tác dụng của AgCl với SCN-. SV: Bùi Thị Thoa 13 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học - Khi chuẩn độ ion I- theo phương pháp Volhard thì phải cho AgNO3 dư trước khi thêm Fe3+làm chỉ thị vì nếu không thì Fe3+ sẽ oxi hóa ion iođua 2Fe3+ + 2I- 2Fe2+ + I2 - Việc chuẩn độ phải thực hiện trong môi trường axit để tránh sự tạo phức hiđroxo của Fe3+. Nồng độ axit (thường dùng HNO3) không được bé hơn 0,3M. 1.5.3. Phương pháp Fajans Các chất chỉ thị thường dùng là fluoretxein và các dẫn xuất của nó: điclofluoretxein,tetrabromfluoretxein(eozin),erythrosin( tetraiodofluoretxein). Các chỉ thị hấp phụ là những axit yếu. Trong dung dịch có cân bằng: HflX H+ + Xfl- Khi chuẩn độ NaCl bằng AgNO3 thì tại điểm cuối chuẩn độ có sự thay đổi điện tích của kết tủa. Trước điểm tương đương kết tủa tích điện âm do có dư Cl- : AgCl, Cl- Na+ Sau điểm tương đương kết tủa tích điện dương do có dư Ag+: AgCl, Ag+ NO3Trước điểm tương đương chất chỉ thị fluoretxein không bị hấp thụ vào kết tủa, ngược lại sau điểm tương đương khi có dư Ag+ thì có cân bằng trao đổi ion đối: AgCl, Ag+ NO3- + fl- AgCl, Ag+ fl- + NO3 Như vậy một lớp tích điện dương được hình thành sẽ hút ion điclofloretxein. Khi đó trên bề mặt kết tủa xuất hiện màu đỏ - hồng. Độ chính xác của phép chuẩn độ với chất chỉ thị hấp phụ, phụ thuộc vào các yếu tố sau: Tính hấp phụ chọn lọc của chất chỉ thị: Trường hợp lí tưởng nhất là chất chỉ thị phải đổi màu ngay sau điểm tương đương khi điện tích kết tủa vừa SV: Bùi Thị Thoa 14 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học đổi dấu. Nhưng điều này còn tùy thuộc vào quan hệ giữa lực hấp phụ của anion chất màu và anion lưới. Sự hấp phụ không chỉ phụ thuộc vào tương tác tĩnh điện mà còn phụ thuộc vào tính chất phân cực của các chất , vì vậy anion chất màu rất dễ hấp phụ chạy đua với anion lưới. Ví dụ: eozin có thể đẩy ion Cl- và chiếm vị trí của ion tạo thế AgCl, Cl- Na+ + flBr- AgCl, flBr- Na+ + Cl- Do đó sự đổi màu xảy ra trước điểm tương đương. Ảnh hưởng của pH: Chất màu hấp phụ chủ yếu ở dạng anion, mà nồng độ của nó phụ thuộc vào pH, vì vậy phải duy trì độ pH thích hợp. Fluoretxein là axit rất yếu ( Ka = 10-7), do đó không thể chuẩn độ ở pH < 7, vì khi ấy chất chỉ thị chỉ tồn tại ở dạng không phân li và khả năng hấp phụ bị hạn chế. Điclofluoetxein là axit mạnh hơn nên có thể chuẩn độ ở pH thấp. Tính chất bề mặt của kết tủa: Sự hấp phụ phụ thuộc nhiều vào bề mặt tướng rắn. Nếu kết tủa bị đông tụ khi chuẩn độ thì chất chỉ thị hấp phụ sẽ kém tác dụng. Cần tránh sự có mặt của các ion kim loại đa hóa trị ( ví dụ: Al3+, Fe3+ )có tác dụng làm đông tụ mạnh kết tủa. Để tránh đông tụ có thể cho vào hỗn hợp chuẩn độ một chất keo bảo vệ, ví dụ khi chuẩn độ Cl- có thể cho dextrin, gelatin. Không chuẩn độ các dung dịch đặc quá vì sự đông tụ sẽ xảy ra dễ hơn. 1.6. Các phương pháp nâng cao độ chọn lọc của phép xác định 1.6.1. Phương pháp che 1.6.1.1. Che bằng phản ứng kết tủa Phương pháp này người ta tách kim loại bị che ra khỏi dung dịch bằng cách kết tủa, nhưng khác với phép tách, không cần lọc để tách trước khi chuẩn độ. Nồng độ ion kim loại bị che bằng phản ứng kết tủa có thể được tính từ tích số tan. SV: Bùi Thị Thoa 15 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Ví dụ: - Trong phép chuẩn độ Ca2+ khi có mặt Mg2+ trong dung dịch kiềm mạnh, kết tủa Mg(OH)2 được tạo thành. -Có thể che những kim loại khác bằng cách kết tủa hidroxit: sắt (III), titan (IV), zirconi và thiếc (IV) -Dùng ion F- để che ion Mg2+, Ca2+, Al3+, trong điều kiện đã biết cũng có thể che Fe3+ bằng F-, … Nhược điểm của phương pháp: có sự cộng kết một phần kim loại cần xác định làm giảm độ chính xác của kết quả và là sự hấp phụ chất chỉ thị bởi kết tủa làm cho sự chuyển màu của chất chỉ thị không rõ rệt. Kết tủa thường gây khó khăn cho sự nhận biết sự đổi màu ngay cả trong trường hợp không xảy ra sự hấp phụ chỉ thị. 1.6.1.2. Che bằng phản ứng tạo phức Phần lớn các phương pháp che đều dựa trên sự tạo thành các phức bền, tan. Khi đó chất che cần phải tạo phức lựa chọn sao cho kịm loại cần xác định M liên kết vào phức càng yếu càng tốt, kim loại cản trở M’ liên kết vào phức càng bền càng tốt. Dưới đây là những chất che quan trọng nhất theo trật tự tính tăng dần sự lựa chọn của chúng: Ion hydroxyl: hay được dùng làm chất kết tủa khi che nhôm bằng cách chuyển nó thành aluminat thì phức tan lại được tạo thành, thực hiện phép che này khi kết tủa chuẩn độ hỗn hợp nhôm và canxi. Ion F- : dùng che Sn (IV) khi xác định Sn (II) Dùng axit sunfosalyxilic: để che Al3+ khi xác định Fe3+, che cả Al3+ và Fe3+ khi xác định lactanoit… Amoniac là chất tạo phức đơn giản nhất, trong đó nguyên tử nitơ tham gia tạo liên kết phối trí, thường sử dụng làm hợp phần của hỗn hợp đệm khi chuẩn độ complexon. Ngoài ra nó còn cản trở sự kết tủa hidroxit của các kim SV: Bùi Thị Thoa 16 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học loại tạo phức amin làm tăng giá trị βA của các kim loại này. Nhưng ở nồng độ lớn trong dung dịch, amoniac có thể cản trở phản ứng của kim loại với chất chỉ thị hoặc EDTA (ví dụ: cản trở phép chuẩn độ Cu2+ bằng chỉ thị Murexit.) Những hợp chất trong nguyên tử lưu huỳnh tham gia vào sự tạo liên kết phối trí, là những chất che lựa chọn đối với các kim loại tạo sunfua không tan. Ion CN- tạo phức với hầu hết các kim loại, bền hơn ammoniac, dùng CN- để che: Co2+, Ni2+, Cu2+, Zn2+, Cd2+, Hg2+ và các kim loại quý khi xác định kim loại kiềm thổ, các lactanoit, mangan và các kim loại khác. Ion iođua: tác dụng rất lựa chọn, ở nồng độ nhỏ nó chỉ cản Hg (II), khi sử dụng nồng độ lớn ion iodua có thể che cả Ca2+, Pb2+ H2O2: dùng làm chất che titan (IV). Trong dung dịch axit H2O2 cản trở sự tạo phức đa nhân của titan (IV) chỉ tác dụng chậm với EDTA, do đó tạo điều kiện chuẩn độ trực tiếp kim loại này. 1.6.1.3. Che bằng phản ứng oxi hóa – khử Trong một số trường hợp có thể che kim loại cản trở bằng cách chuyển chúng vào trạng thái hóa trị khác. Có thể che bằng cách khử : Ví dụ: Đối với Fe (III) bằng cách thêm vào hidroxylamin hoặc axit ascorbic. Những hằng số bền của phức Fe (II) và Fe (III) gần 1010 lần nên những ion Fe (II) không cản trở phép chuẩn độ. Có thể khử sắt khi che bằng CN-, khi đó ion [Fe(CN)6]4- tạo thành cản trở ít hơn so với ion màu [Fe(CN)6]3- có tính oxi hóa khá mạnh. Fe2+ + 6CN- [Fe(CN)6]4- Khi chuẩn độ Zn2+ hoặc Ni2+ có thể che Cu2+ bằng ion S2O32-, khi đó Cu (II) bị khử đến Cu (I) và tạo phức với ion S2O32Những ion hóa trị cao thường tạo phức với EDTA bền hơn với những ion có hóa trị thấp. SV: Bùi Thị Thoa 17 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học 1.6.2. Phương pháp giải che Trong nhiều trường hợp có thể giải che bằng cách làm biến đổi pH của dung dịch (tăng hoặc giảm pH ) Ví dụ: Khi chuẩn độ canxi trong dung dịch kiềm mạnh magie bị che ở dạng Mg(OH)2 sau đó có thể hạ thấp pH đến 9 – 10 để giải che và chuẩn độ nó. Khi che nhôm dưới dạng aluminat, có thể làm cho nó trở lại dạng chuẩn độ bằng cách hạ thấp pH đến 5. Nếu che bằng cách khử thì có thể oxi hóa kim loại tương ứng trở lại, sau đó chuẩn độ.Ví dụ: sắt bị che bằng axit ascorbic, Cu bằng S2O32- có thể giải che khi oxi hóa. Những kim loại bị che bằng cách tạo phức để giải che cần tách phức ra khỏi dung dịch.Ví dụ: giải che [Zn(CN)4]2- và [Cd(CN)4]2- bằng cách thêm vào fomandehit: 4H+ + [Cd(CN)4]2- + 4CH2O SV: Bùi Thị Thoa 18 Cd2+ + 4HO – CH2 - CN Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học CHƯƠNG 2 ĐỐI TƯỢNG NGHIÊN CỨU VÀ KẾT QUẢ 2.1.Xây dựng một số quy trình phân tích hàm lượng một số ion,ứng dụng trong phân tích thực tế bằng phương pháp chuẩn độ thể tích. Bài 1: Định lượng độ cứng của nước theo 2 dạng: Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2, và CaCl2, MgCl2 Nguyên tắc: Hỗn hợp ion dung dịch gồm: Ca2+, Mg2+, HCO3- , Cl-. Thí nghiệm 1: Xác định hàm lượng tổng Ca2+, Mg2+ trong nước bằng phương pháp chuẩn độ trực tiếp bằng EDTA, chỉ thị EriocrondenT, pH = 10, đệm amoni Do: βMgIn- = 107,0> βCaIn- = 105,4 => Trước khi chuẩn độ có sự tạo phức giữa Mg2+ và EriocromdenT: Mg2+ + H2In- MgIn- + 2H+ βMgIn- = 107,0 Phản ứng chuẩn độ: Mg2+ + H2Y2- MgY2- + 2H+ β = 1010,57 Ca2+ + H2Y2- CaY2- + 2H+ β = 108,69 Sát điểm tương đương: MgIn- + H2Y2- MgY2- + HIn2- + H+ (Đỏ mận )(xanh) Thí nghiệm 2: Xác định hàm lượng Cl- trong dung dịch bằng phương pháp Volhard trong môi trường axit. Thêm vào hỗn hợp 1 lượng dư axit HCl: HCO3- + H+ H2O + CO2 => Đuổi hết CO2 hỗn hợp còn lại: Cl-, H+, Mg2+, Ca2+ Thêm chính xác 1 lượng AgNO3 lấy dư (C,V ) vào hỗn hợp trên: SV: Bùi Thị Thoa 19 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Trước khi chuẩn độ: Cl- + Ag+ AgCl ↓ Ks-1 = 1010 Phản ứng chuẩn độ: Chuẩn độ lượng Ag+ bằng SCN-, chỉ thị Fe3+: Ag+ + SCN- AgSCN↓ Tại điểm dừng chuẩn độ: Khi dư SCN- thấy xuất hiện màu hồng của phức FeSCN2+: Fe3+ + SCN- FeSCN2+ Quy trình thí nghiệm Chuẩn bị dụng cụ, hóa chất Rửa sạch buret, pipet, bình tam giác, cốc có mỏ, ống đong bằng nước cất Tráng buret bằng dung dịch chuẩn ở thí nghiệm 1: EDTA, thí nghiệm 2: SCNTráng pipet bằng dung dịch chuẩn độ ở mỗi thí nghiệm Chỉ thị: EriocromdenT, Fe3+ Thí nghiệm 1: Dùng pipet hút 10 ml (V0 ml) nước cho vào bình tam giác. Thêm 5ml hỗn hợp đệm NH3 - NH4Cl,thêm 5 giọt chỉ thị EriocromdenT, lắc đều. Chuẩn độ bằng dung dịch EDTA 0,1M cho đến khi dung dịch chuyển từ màu đỏ mận sang màu xanh nhạt thì ngừng chuẩn độ, lặp lại thí nghiệm 3 lần, ghi giá trị thể tích EDTA trên buret EDTA ml Thí nghiệm 2: Dùng pipet hút 10 ml (V0ml) dung dịch cho vào bình tam giác, thêm 15ml dung dịch HCl vào bình tam giác, đun nóng nhẹ. Thêm 5 ml dung dịch AgNO3 0,01M, thêm 3ml nitrobenzen, 1ml phèn sắt (III), lắc kĩ cho đến khi kết tủa đông tụ lại. Chuẩn độ hỗn hợp bằng dung dịch SCN -0,01M cho đến khi xuất hiện màu hồng nhạt, lặp lại thí nghiệm 3 lần, ghi giá trị thể tích SCNtrên buret SCN ml. SV: Bùi Thị Thoa 20 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Tính kết quả Thí nghiệm 1: (CCa2+ + CMg2+) = (1) Thí nghiệm 2: Số đương lượng Ag+ = số đương lượng Cl- + số đương lượng SCN=> CAg+ . VAg+ = CCl-. V0 + CSCN-. => CCl- = => Độ cứng của nước ở dạng MgCl2 và CaCl2 là: CCa2+ + CMg2+ = CCl- = Từ (1) và (2) (2) => Độ cứng của nước ở dạng Mg(HCO3)2 và Ca(HCO3)2 là : CCa2+ + CMg2+ = - Bài 2: Xác định hàm lượng phần trăm NaCl và KIO3 có trong một loại bột canh iot trên thị trường. Nguyên tắc Thí nghiệm 1: Định lượng gián tiếp tổng lượng Cl- và IO3- bằng phương pháp Volhard. Thêm chính xác 1 lượng AgNO3 lấy dư (C, V ) vào mẫu thử: Trước khi chuẩn độ: Cl- + Ag+ IO3- + Ag+ Ks-1 = 1010 AgCl AgIO3 Ks-1 = 107,51 Phản ứng chuẩn độ: Chuẩn độ lượng Ag+ bằng SCN-, chỉ thị Fe3+ Ag+ + SCN- AgSCN trắng Tại điểm dừng chuẩn độ, khi có dư SCN- thì xuất hiện màu hồng của phức FeSCN2+ SV: Bùi Thị Thoa 21 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Fe3+ + SCN- FeSCN2+ Thí nghiệm 2: Xác định hàm lượng IO3Thêm 1 lượng KI dư, axit HCl vào hỗn hợp phân tích, sau đó chuẩn độ I3- bằng S2O32Trước khi chuẩn độ : IO3- + 5I- + 6H+ I 2 + I- 3I2 + 3H2O I3 - Phản ứng chuẩn: I3- + 2S2O32- 3I- + S4O62- Quy trình thí nghiệm Cân a (g) hỗn hợp NaCl và KIO3. Cân a (g) chính xác theo phương pháp lấy ra : G1 = mlọ cân + mmẫu cân G2 = mlọ cân + mmẫu còn dính ⟶ a = G1 – G2 Chuẩn bị dung dịch: Pha 100 ml dung dịch từ a (g) chất rắn bằng nước cất Dung dịch hồ tinh bột: cho 2 (g) tinh bột vào 1lit nước, khuấy đều và đun sôi đến trong suốt, làm nguội Chuẩn bị dụng cụ, hóa chất: Rửa sạch buret, pipet, bình tam giác, cốc có mỏ, ống đong Dung dịch chuẩn độ : hỗn hợp dung dịch KIO3 và NaCl Dung dịch chuẩn: thí nghiệm 1 AgNO3, thí nghiệm 2 Na2S2O3 Dung dịch phèn sắt (III) Fe(NH4)(SO4).12H2O , nitrobenen, dung dịch NH4SCN 0,01M, dung dịch HNO3, dung dịch KI SV: Bùi Thị Thoa 22 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Tiến hành chuẩn độ Thí nghiệm 1: Dùng pipet hút V0 ml dung dịch hỗn hợp vào bình tam giác, thêm 5 ml HNO3 6M, thêm tiếp Vml AgNO3 0,01M. Thêm tiếp 3ml nitrobenzen, 1ml phèn sắt III, lắc kĩ cho đến khi kết tủa đông tụ lại. Chuẩn độ hỗn hợp bằng dung dịch chuẩn NH4SCN (C M) cho đến khi xuất hiện màu đỏ thì ngừng SCN , chuẩn độ, ghi giá trị lặp lại thí nghiệm 3 lần ghi SCN Thí nghiệm 2: Dùng pipet hút V0 ml hỗn hợp dung dịch cho vào bình tam giác, thêm 10 ml HCl 2M. Thêm tiếp 20 ml dung dịch KI 5%. Đậy kín bình và để yên trong bóng tối 10 phút. Chuẩn độ bằng dung dịch Na2S2O3 cho đến khi xuất hiện màu vàng rơm, thêm tiếp 2 ml dung dịch hồ tinh bột rồi tiếp tục chuẩn độ cho đến khi mất màu xanh lục thì ngừng chuẩn độ. Ghi V 2- , lặp lại thí 2- nghiệm 3 lần ghi Tính kết quả Thí nghiệm 1: Số đương lượng Ag+ = số đương lượng (Cl- + IO3-) + số đương lượng SCN⟶ CCl- + = (1) Thí nghiệm 2: = = (2) Từ (1) và (2) => CCl- = - => %mNaCl = SV: Bùi Thị Thoa . 58,5 .100% 23 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học % = . 214. 100% Bài 3: Thành phần của 1 loại muối ăn có chứa: NaCl, CuCl 2, FeSO4. Bằng phương pháp thích hợp hãy xác định hàm lượng phần trăm các muối trong hỗn hợp đó. Nguyên tắc: Thí nghiệm 1: Dùng phương pháp chuẩn độ tạo kết tủa để xác định tổng nồng độ Cl- trong dung dịch bằng AgNO3, chỉ thị K2CrO4: Phản ứng chuẩn độ: Cl- + Ag+ AgCl trắng Khi dư 1 giọt Ag+: 2Ag+ + CrO42- Ag2CrO4 đỏ gạch → Tại điểm cuối chuẩn độ sẽ xuất hiện kết tủa nâu gạch. Thí nghiệm 2: Định lượng Fe3+ bằng cách che Cu2+ bằng Na2S2O3: 2Cu2+ + 8S2O32- 2[Cu(S2O3)3]5- + S4O82- Định lượng trưc tiếp Fe2+ bằng dung dịch chuẩn KMnO4 cho tới khi dư dung dịch KMnO4 sẽ xuất hiện màu hồng. Trước khi chuẩn độ khử hết Fe3+ thành Fe2+, dùng SnCl2 đun nóng: Sn2+ + 2Fe3+ Sn4+ + 3Fe2+ Lượng dư SnCl2 được oxi hóa bằng HgCl2: 2Cl- + Sn2+ + 2Hg2+ Sn4+ + Hg2Cl2 Phản ứng chuẩn độ: 5Fe2+ + MnO4- + 8H+ 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O Thí nghiệm 3: Định lượng tổng Cu2+ và Fe2+ bằng phương pháp định lượng gián tiếp bằng KMnO4 Trước khi chuẩn độ: Kết tủa 2 ion Cu2+ và Fe2+ bằng C2O42Cu2+ + C2O42- SV: Bùi Thị Thoa CuC2O4 pKs = 7,5 24 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Fe2+ + C2O42- Khoa Hóa Học FeC2O4 pKs = 6,7 Hòa tan kết tủa bằng dung dịch axit loãng: CuC2O4 + 2H+ H2C2O4 + Cu2+ FeC2O4 + 2H+ H2C2O4 + Fe2+ Chuẩn độ H2C2O4 bằng KMnO4 Phản ứng chuẩn độ: 5H2C2O4 + 2MnO4- + 6H+ 10CO2 + 2Mn2+ + 8H2O Quy trình thí nghiệm Cân a (g) hỗn hợp NaCl, CuCl2, FeSO4. Cân a (g) chính xác theo phương pháp lấy ra: G1 = mlọ cân + mmẫu cân G2 = mlọ cân + mmẫu còn dính → a = G1 – G2 Pha 100 ml dung dịch hỗn hợp từ a (g) chất rắn Chuẩn bị dụng cụ, hóa chất Dụng cụ: rửa sạch pipet, buret, bình eclen, ống đong, cốc có mỏ bằng nước cất. Tráng pipet bằng dung dịch chuẩn độ ở các thí nghiệm Tráng buret bằng dung dịch chuẩn: ở thí nghiệm là dung dịch AgNO 3, thí nghiệm 2 và thí nghiệm 3 là dung dịch KMnO4. Chất chỉ thị: thí nghiệm 1 là dung dịch K2CrO4; thí nghiệm 2 và 3 là dung dịch KMnO4 Tiến hành thí nghiệm Thí nghiệm 1: Dùng pipet hút V0 ml dung dịch hỗn hợp và bình tam giác, thêm 1 ml dung dịch K2CrO4 5% , thêm 15 ml nước lắc đều. Chuẩn độ bằng dung dịch AgNO3 cho đến khi dung dịch chuyển từ màu trắng sang màu nâu gạch dạng SV: Bùi Thị Thoa 25 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học huyền phù thì ngừng chuẩn độ, ghi giá trị . Lặp lại thí nghiệm 3 lần ghi gá trị Thí nghiệm 2: Dùng pipet hút chính xác V0 ml dung dịch hỗn hợp cho vào bình chuẩn độ. Thêm 2 ml dung dịch Na2S2O3, thêm từng giọt SnCl2 lắc đều cho tới khi mất màu vàng của dung dịch. Thêm nhanh 3 ml HgCl 2 và khuấy đều rồi để yên trong 3 phút. Khi thấy xuất hiện dải lụa trắng của HgCl 2 thì thêm tiếp 20 ml hỗn hợp bảo vệ và 50 ml nước. Chuẩn độ bằng dung dịch KMnO 4 cho đến khi xuất hiện màu hồng bền trong 30s thì ngừng chuẩn độ, ghi giá trị , lặp lại thí nghiệm 3 lần ghi Thí nghiệm 3: Dùng pipet hút chính xác V0 ml hỗn hợp dung dịch chuẩn độ vào bình tam giác. Cho lượng dư dung dịch Na2C2O4 vào dung dịch chuẩn độ cho kết tủa hoàn toàn. Lọc lấy phần kết tủa, hòa tan hoàn toàn trong dung dịch dư H2SO4 loãng, dư thu được V0’ ml Chuẩn độ V0’ ml dung dịch hỗn hợp thu được bằng dung dịch KMnO4 Để phản ứng chuẩn độ xảy ra nhanh và hạn chế tối đa sự phân hủy C2O42- khi chuẩn độ cần xác định thể tích gần đúng của dung dịch KMnO4 (V1gđ). Trên cơ sở đó xác định giá trị thể tích chính xác của KMnO4 (V1cx) Xác định V1gđ: Đun nóng V0’ ml dung dịch hỗn hợp ở 80- 900C rồi chuẩn độ bằng dung dịch KMnO4 cho tới khi xuất hiện màu hồng bền trong 30s. Ghi giá trị thể tích của KMnO4 trên buret, giá trị này là V1gđ Xác định V1cx: Thêm (V1gđ – 2) ml dung dịch KMnO4 vào hỗn hợp V0’, lắc mạnh cho tới khi mất màu hoàn toàn của dung dịch KMnO4, sau đó đun nóng hỗn hợp chuẩn độ đến nhiệt độ 50- 600C và chuẩn độ tiếp bằng dung dịch KMnO4 cho SV: Bùi Thị Thoa 26 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học đến khi xuất hiện màu hồng bền trong 30s, ngừng chuẩn độ ghi giá trị V1’ ml Tiến hành thí nghiệm 3 lần ghi giá trị ⟶ = Vcx = 1’ + gđ 1’ ml – 2) ml Tính kết quả Thí nghiệm 2: = (1) Thí nghiệm 3 : Cu2+, Fe2+ + C2O42- CuC2O4, FeC2O4 CuC2O4, FeC2O4 + H+dư H2C2O4 H2C2O4 + MnO4-⟶ Mn2+ + CO2 + H2O + = Từ (1) và (2) => = = (2) - Thí nghiệm 1: = =∑ ⟶ =∑ ⟶ = ⟶ = % = % = SV: Bùi Thị Thoa - 2. - 2.[ - ] . 100% . 100% . 100% 27 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Bài 4: Xác định hàm lượng muối ăn có trong nước mắm. Nguyên tắc: Dùng phương pháp chuẩn độ tạo kết tủa để xác định tổng nồng độ Cl trong dung dịch bằng AgNO3, chỉ thị K2CrO4: Phản ứng chuẩn độ: Cl- + Ag+ AgCl trắng Khi dư 1 giọt Ag+: 2Ag+ + CrO42- Ag2CrO4 đỏ gach → Tại điểm cuối chuẩn độ sẽ xuất hiện kết tủa đỏ gạch. Quy trình thí nghiệm Chuẩn bị dụng cụ, hóa chất Dụng cụ: rửa sạch buret, pipet, bình eclen, ống đong, cốc có mỏ bằng nước cất. Tráng buretbằng dung dịch chuẩn: dung dịch AgNO3 Tráng pipet bằng dung dịch chuẩn độ Chất chỉ thị: dung dịch K2CrO4 Tiến hành thí nghiệm: Dùng pipet hút 5 ml (V ml) nước mắm cho vào bình định mức 100 ml, thêm nước cất đến vạch, lắc kĩ. Dùng pipet hút 10 ml (V1 ml) nước mắm từ bình định mức trên cho vào bình eclen. Thêm vào 40 ml nước cất, 1 ml K2CrO4 10%. Chuẩn độ bằng dung dịch AgNO3 0,1N đến khi có màu đỏ gạch xuất hiện thì ngừng chuẩn độ, ghi giá trị giá trị ml. Lặp lại thí nghiệm 3 lần, ghi ml Tính kết quả X= SV: Bùi Thị Thoa (g/l) 28 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Trong đó: X: hàm lượng muối ăn có trong nước mắm, (g/l). 0,0058: lượng muối ăn ứng với 1ml AgNO3 0,1N, (g). V0: dung tích bình định mức, (ml). V1: thể tích lấy ra để chuẩn độ, (ml) V: thể tích nước mắm lấy để định mức, (ml). Bài 5: Xác định hàm lượng Clo hoạt động trong nước Giaven. Nguyên tắc Trong môi trường axit, Clo hoạt động trong nước Giaven có thể tác dụng với iođua giải phóng ra iot nguyên tố ( trong môi trường kiềm phản ứng xảy ra không hoàn toàn ). Chuẩn độ iot giải phóng ra bằng dung dịch Na 2S2O3 đã biết nồng độ sẽ tính được hàm lượng Clo hoạt động trong dung dịch. Khi hòa tan Clo trong nước, xảy ra phản ứng: Cl2 + H2O HClO + HCl Đây là phản ứng thuận nghịch, cho nên HClO hình thành có thể lại phân hủy thành Cl2. Như vậy trong dung dịch tồn tại cả 2 loại, dung dịch thường có màu vàng nhạt. Khi nào dung dịch hết màu vàng nhạt chứng tỏ tổng của 2 loại trên đã hết. Để tiện đánh giá hàm lượng Clo hoạt động trong nước, ta quy về Cl2 (xem rằng toàn bộ ClO- đã chuyển thành Cl2 ). Hàm lượng Clo được tính bằng số (g) clo nguyên tố trong 1(l) H2O Cl2 + 2KI → 2KCl + I2 I2 + 2Na2S2O3 → Na2S4O6 + 2NaI Quy trình thí nghiệm Chuẩn bị dụng cụ, hóa chất Rửa sạch buret, pipet, bình tam giác, cốc có mỏ, ống đong nước cất. Tráng buret bằng dung dịch chuẩn: dung dịch Na2S2O3 Tráng pipet bằng dung dịch chuẩn độ. SV: Bùi Thị Thoa 29 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Tiến hành thí nghiệm: Thí nghiệm 1: Lấy dung dịch nước Giaven cho vào bình định mức 100 ml, thêm nước cất đến vạch mức và lắc đều → dung dịch A. Lấy lần lượt 3ml dung dịch H2SO4 6N, 10 ml dung dịch KI 10%. Sau đó, cho chính xác V1 ml (10 ml) dung dịch A vừa pha vào bình nón 250 ml, lắc nhẹ cho đều, để yên trong bóng tối. Chuẩn độ bằng dung dịch Na2S2O3 0,01M cho đến khi dung dịch có màu vàng rơm. Thêm 1 ml dung dịch hồ tinh bột 1%, dung dịch chuyển màu xanh tím. Tiếp tục chuẩn độ đến mất màu xanh. Ghi số ml dung dịch Na2S2O3 đã chuẩn độ. Lặp lại thí nghiệm 3 lần, ghi giá trị ml. Thí nghiệm 2: Xác định mẫu trắng Tiến hành tương tự như trên, thêm lần lượt các hóa chất cần thiết nhưng không cho nước Giaven, thay vào đó cho 100 ml nước cất dùng để pha loãng nước giaven, rồi chuẩn độ như trên. . Lặp lại thí nghiệm 3 lần, ghi giá trị ml. Tính kết quả: Số (g) Clo hoạt động trong 1( lít ) mẫu (g/l) là: = . . 35,5 Bài 6: Xác định hàm lượng phần trăm CaCO3 và MgCO3 có trong đá vôi Nguyên tắc: Thí nghiệm 1: Xác định tổng lượng Ca2+ và Mg2+: Chuẩn độ trực tiếp hỗn hợp bằng EDTA, pH = 10. Chỉ thị Ericromden T. Do =105 - Trước khi chuẩn độ xảy ra sự tạo phức MgIn có màu đỏ hồng. SV: Bùi Thị Thoa 30 Lớp K37B Hóa , Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Mg2+ +H2In- + MgIn- + 2NH4+ (đỏ vang) - Khi chuẩn độ bằng EDTA (dạng H2Y2-) Ca2+ + H2Y2- CaY2- + 2H+ β Mg2+ + H2Y MgY2- + 2H+β - Sát tới điểm tương đương: MgIn- + H2Y2- MgY2- + HIn2- + H+ (đỏ vang) Thí nghiệm 2: Xác định Ca2+: Chuẩn độ Ca2+ trong môi trường bazơ (kết tủa Mg(OH)2) bằng NaOH lọc lấy dung dịch Ca2+ bằng dung dịch EDTA với nồng độ (C M), chất chỉ thị Murexit. Tiến hành chuẩn độ 2OH- + Ca2+ + H4In- CaH2In- + H2O (đỏ) Khi chuẩn độ: 2OH- + Ca2+ + H2Y- + 2NH3 CaY- + 2H2O Điểm cuối chuẩn độ (sát điểm tương đương): OH- + CaH2In- + H2Y- CaY- + H3In2- + H2O (đỏ) (tím) Chọn chất chỉ thị: Thí nghiệm 1: Chỉ thị Eriocromden T: H2In- có các pKa là 6,3 và 11,6 có màu thay đổi theo pH như sau: H2In- H+ + HIn2- HIn2- 11 Màu: Đỏ xanh xanh vàng pH: H+ + In3- Do vậy tại điểm kết thúc chuẩn độ, dung dịch chuyển từ màu đỏ mận của phức MgIn- sang màu xanh của chỉ thị tự do dạng HIn2-. SV: Bùi Thị Thoa 31 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Thí nghiệm 2: Chỉ thị Murexit: H4In- có các pKa là 9,2 và 10,9 có màu thay đổi theo pH: H4InpH: H+ + H3In2- H3In2- H2In3- + H+ 9,0 – 11 C01= C /V0 C01 =C /V0 - C /V0 Tính phần trăm khối lượng mỗi chất trong hỗn hợp Với: C01= C /V0 Với: C02=C /V0 - SV: Bùi Thị Thoa 33 /V0 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Bài 7: Phân tích hỗn hợp muối clorua. Thành phần của một dung dịch chỉ gồm MgCl2 và NaCl có thể xác định theo phương pháp chuẩn độ gián tiếp bằng cách chuẩn độ kết tủa để xác định lượng ion clorua có mặt, sau đó chuẩn độ tạo phức để xác định lượng ion magie. Chất chuẩn độ là: Hỗn hợp chứa MgCl2 (C01 M) và NaCl (C02M). Chất chuẩn là: Thí nghiệm 1: AgNO3 (C1 M), thí nghiệm 2: EDTA (C2 M) Nguyên tắc Phản ứng chuẩn độ Thí nghiệm 1: Xác định tổng lượng clorua bằng 2 phương pháp Phương pháp Fajans: Ag+ + Cl- → AgCl↓ Phương pháp Mohr: dùng chỉ thị K2CrO4 Cl- + Ag+ AgCl (trắng) Khi dư Ag+ thì: 2Ag+ + CrO42- Ag2CrO4 (nâu gạch) Thí nghiệm 2: Xác định lượng Mg2+ bằng phép chuẩn độ trực tiếp với EDTA. , trong môi trường đệm Chất chỉ thị là Eriocromden T amoni pH = 9 – 10. Trước khi chuẩn độ, xảy ra phản ứng tạo phức MgIn- có màu đỏ hồng. Mg2+ + H2In MgIn- + 2H+ Khi chuẩn độ bằng EDTA (dạng H2Y2-). Mg2+ + H2Y2- MgY2- + 2H+ Sát tới điểm tương đương MgIn- + H2Y2(đỏ vang) SV: Bùi Thị Thoa MgY2- + HIn2- + H+ (xanh) 34 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Chọn chất chỉ thị Thí nghiệm 1: Phương pháp Fajans: Chất chỉ thị là diclofluoretxein Diclofluoretxein là một axit hữu cơ yếu, trước khi đạt tới điểm cuối chuẩn độ, những hạt nhỏ bạc clorua tích điện âm do dư Cl-, các ion của chỉ thị bị đẩy ra khỏi bề tích điện âm của các hạt bạc clorua, làm dung dịch chuyển sang màu lục vàng. AgCl, Cl- Na+ Sau điểm tương đương kết tủa tích điện dương do có dư Ag+: AgCl, Ag+ NO3=>Như vậy một lớp tích điện dương được hình thành sẽ hút ion diclofloretxein. Khi đó trên bệ mặt kết tủa AgCl xuất hiện màu đỏ - hồng. =>Mặt khác: Diclofloretxein có khả năng hấp thụ anion mạnh hơn nên có thể chuẩn độ ở pH thấp, (4 – 10). Phương pháp Mohr: Chất chỉ thị là K2CrO4 K2CrO4 được dùng làm chất chỉ thị để xác định các halogenua bằng AgNO3. Tại điểm cuối chuẩn độ sẽ xuất hiện màu nâu gạch, dạng huyền phù của Ag2CrO4. Độ chính xác của phép chuẩn độ phụ thuộc vào pH của dung dịch, khoảng pH thích hợp là 8,0 – 10,0 Thí nghiệm 2: Chọn chất chỉ thị là Eriocrom đen T =>Chỉ thị Eriocromden T: H2In- có các pKa là 6,3 và 11,6 có màu thay đổi theo pH như sau: H2InpH: H+ + HIn2- HIn2- H+ + In3- 11 Màu: Đỏ xanh xanh vàng SV: Bùi Thị Thoa 35 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Điều kiện thí nghiệm Thí nghiệm 1: Thực hiện trong môi trường pH = 4 – 10, sử dụng dexitrin để hạn chế sự keo tụ các hạt bạc clorua. Kết tủa chuyển từ màu trắng sang màu hồng ( phương pháp Fajans). Thực hiện trong môi trường pH = 8 – 10, kết tủa chuyển từ màu trắng sang nâu gạch ( Phương pháp Mohr). Thí nghiệm 2: Thực hiện trong môi trường đệm amoni pH = 10. Với chất chỉ thị là Eriocromden T tại điểm điểm cuối chuẩn độ dung dịch có màu xanh. Quy trình thí nghiệm: Chuẩn bị dung dịch chuẩn độ từ hỗn hợp rắn Cân a gam hỗn hợp chứa MgCl2 và NaCl. Cân a gam chính xác theo phương pháp lấy ra: G1= mlọ cân+ mmẫu cân G2= mlọ cân + mhóa chất còn dính  a= G1 – G2 Pha V(lit) dung dịch chuẩn độ từ lượng cân a gam hỗn hợp trên. Chuẩn bị dụng cụ chuẩn độ Rửa sạch các dụng cụ: Buret, pipet, eclen bằng nước cất. Tráng buret bằng dung dịch chuẩn là dung dịch chuẩn là dung dịch AgNO3 thí nghiệm 1 và dung dịch EDTA ở thí nghiệm 2. Tráng pipet bằng dung dịch chuẩn độ Tiến hành chuẩn độ Thí nghiệm 1: Xác định tổng lượng clorua bằng 2 phương pháp Phương pháp Fajans: Dùng pipet 10ml, chuyển hết 10ml dung dịch từ chai dán nhãn dung dịch chưa biết vào bình nón 250ml.Thêm nước cất đến thể tích khoảng 100ml. SV: Bùi Thị Thoa 36 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Lấy một trong các ống Eppendorf bằng nhựa đựng trong túi nilon có dán nhãn Dextrin và chuyền hóa chất vào bình nón, thêm 5 giọt dung dịch chỉ thị diclorofluoretxein. Ghi chính xác nồng độ của dung dịch chuẩn AgNO3, sau đó rót đầy dung dịch AgNO3 vào một buret. Chuẩn độ dung dịch đến khi kết tủa trắng chuyển sang màu hồng thì dừng chuẩn độ. Ghi thể tích của AgNO3 đã dùng V1. Làm thêm 3 lần nữa ghi giá trị trung bình: , lưu ý rửa sạch bình nón trước khi làm lại. Phương pháp Mohr: Dùng pipet hút 10ml dung dịch phân tích vào bình tam giác, thêm 1 ml dung dịch K2CrO4 5%, thêm 10ml nước lắc đều. Chuẩn độ bằng dung dịch AgNO3 cho đến khi dung dịch chuyển từ màu trắng sang màu nâu gạch dạng huyền phù thì ngừng chuẩn độ, ghi giá trị . Lặp lại thí nghiệm 3 lần ghi giá trị Thí nghiêm 2: Xác định Mg2+ bằng phép chuẩn độ trực tiếp với EDTA Rót đầy dung dịch EDTA vào buret thứ hai. Ghi chính xác nồng độ của dung dịch EDTA. Dùng Pipet 10ml, chuyển hết 10ml dung dịch chưa biết vào bình nón 250ml, thêm nước cất đến thể tích 100ml. Dùng pipet 1ml, thêm 1.0ml dung dịch đệm amoni pH = 10. Thêm 3 – 4 giọt dung dịch chỉ thị Eriocromden T. Chuẩn độ dung dịch chưa biết với dung dịch EDTA đến khi màu chuyển từ đỏ sang xanh lam. Ghi thể tích của dung dịch EDTA: V2. Làm thêm 3 lần nữa, lấy giá trị trung bình: , lưu ý rửa sạch bình nón trước khi làm lại. SV: Bùi Thị Thoa 37 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Kết quả thí nghiệm Tính nồng độ MgCl2 C01 M và NaCl C02 M Thí nghiệm 1: Tính nồng độ tổng Cl(2C01 + C02)V0 = C1 =>2C01 + C02 = C1 (V0 = 10ml) Thí nghiệm 2: tính nồng độ Mg2+ C01V0 = C2 → C01 = C2 (V0 = 10ml) => Tính % theo khối lượng của các chất trong a gam mẫu ban đầu m1 là số gam MgCl2 C01 M nên % m2 là số g NaCl nên mNaCl =C02Vhh.58,8 Bài 8 : Xác định hàm lượng % P2O5 có trong một mẫu phân bón. Nguyên tắc Hòa tan mẫu phân bón vào H2O : P2O5 + 3H2O 2H3PO4 Thêm chính xác một lượng AgNO3 lấy dư vào hỗn hợp trên để tạo kết tủa. Trước khi chuẩn độ : Ag+ + PO43- Ag3PO4 (vàng) Phản ứng chuẩn độ : Chuẩn độ lượng Ag+dư bằng SCN- , chỉ thị là Fe3+ : Ag+ +SCN- AgSCN (trắng) Tại điểm dừng chuẩn độ: Khi dư SCN- thấy xuất hiện màu hồng của phức FeSCN2+ : Fe3+ + SCN- SV: Bùi Thị Thoa 38 FeSCN2+ Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Quy trình thí nghiệm Cân a (g) mẫu phân bón. Cân a (g) chính xác theo phương pháp lấy ra : G1 = mlọ cân + mmẫu cân G2 = mlọ cân + mmẫu còn dính ⟶ a = G1 – G2 Chuẩn bị dung dịch Pha 100 ml dung dịch từ a (g) chất rắn bằng nước cất Chuẩn bị dụng cụ, hóa chất Rửa sạch buret, pipet, bình tam giác, cốc có mỏ, ống đong bằng nước cất Tráng buret bằng dung dịch chuẩn: SCNTráng pipet bằng dung dịch chuẩn độ Chỉ thị: Fe3+ Tiến hành chuẩn độ Dùng pipet hút 10 ml (V0ml) dung dịch cho vào bình tam giác. Thêm 20 ml dung dịch AgNO3 0,2M, lắc kĩ cho đến khi kết tủa đông tụ lại.Thêm tiếp 1ml phèn sắt (III). Chuẩn độ hỗn hợp bằng dung dịch SCN-0,01M cho đến khi xuất hiện màu hồng nhạt, lặp lại thí nghiệm 3 lần, ghi giá trị thể tích SCN- trên buret SCN ml Tính kết quả : Số đương lượng Ag+ = số đương lượng PO43- + số đương lượng SCN=> CAg+ . VAg+ = => = => % P2O5 = SV: Bùi Thị Thoa . V0 + CSCN-. g+ g+ . 142. 100% 39 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Bài 9 :Xác định nồng độ NO2- và NO3- trong hỗn hợp NH4NO2 và NH4NO3 Nguyên tắc : Thêm chính xác 1 lượng dư NaOH ( C, V ) vào hỗn hợp : NH4NO2 + OH- NO2- + NH3 + H2O NH4NO3 + OH- NO3- + NH3 + H2O Đuổi hết NH3 ra khỏi hỗn hợp => Hỗn hợp sau phản ứng còn : NO2-, NO3-, OH-còn lại Thí nghiệm 1: Phương pháp: Xác định gián tiếp tổng nồng độ NO2- và NO3- qua chuẩn độ OH-còn lại . Chuẩn độ OH- bằng H+, chỉ thị phenolphthalein (pT = 8,0), màu chuyển từ đỏ sang mất màu. Phản ứng chuẩn độ: OH- + H+ H2O Thí nghiệm 2: Xác định nồng độ NO3- bằng phương pháp định lượng gián tiếp dùng chất khử dư. Cho một lượng dư chính xác dung dịch Fe2+ vào dung dịch mẫu, sau đó lượng dư Fe2+ được chuẩn độ bằng dung dịch K2Cr2O7, chỉ thị điphenylamin : Trước khi chuẩn độ : 3 + NO3- + 4H+ 3Fe3+ + NO + 2H2O Phản ứng chuẩn độ : 3Fe3+ + Cr2O72- + 4H+ 6Fe3+ + 2Cr2+ + 2H2O Tại điểm cuối chuẩn độ thấy xuất hiện màu lục tím. Quy trình thí nghiệm Cân a (g) hỗn hợp NH4NO2 và NH4NO3. Cân chính xác theo phương pháp lấy ra. G1 = mlọ cân + mmẫu cân G2 = mlọ cân + mmẫu còn dính => a = G1 - G2 SV: Bùi Thị Thoa 40 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Pha 100 ml dung dịch từ a (g) chất rắn. Chuẩn bị dụng cụ, hóa chất Dụng cụ: rửa sạch pipet, buret, bình eclen, ống đong, cốc có mỏ bằng nước cất. Tráng pipet bằng dung dịch chuẩn độ ở các thí nghiệm Tráng buret bằng dung dịch chuẩn: ở thí nghiệm là dung dịch HCl, thí nghiệm 2 là dung dịch K2Cr2O7 Tiến hành chuẩn độ: Thêm dư dung dịch NaOH vào côc chứa dung dịch hỗn hợp mẫu. Thí nghiệm 1: Dùng pipet lấy V0 ml dung dịch từ hỗn hợp trên cho vào bình tam giác, thêm 2 giọt chỉ thị phenolphtalein vào bình tam giác, chuẩn độ nhanh cho đến khi dung dịch mất màu thì ngừng chuẩn độ, lặp lại thí nghiệm 3 lần ghi giá trị thể tích HCl đã dùng ml. Thí ngiệm 2: Dùng pipet lấy V0 ml dung dịch từ cốc trên cho vào bình tam giác, thêm 20 ml dung dịch FeSO4, 1- 2 giọt axit HCl 6M, thêm từng giọt SnCl2 cho tới khi mất màu vàng của Fe3+, thêm 3ml dung dịch HgCl2 và khuấy đều, để yên dung dịch 3 phút sẽ xuất hiện kết tủa Hg2Cl2 dạng dải lụa trắng. thêm 30 ml nước cất, thêm tiếp 20 ml hỗn hợp bảo vệ, 2 giọt chỉ thị điphenylamin. Chuẩn độ bằng dung dịch K2Cr2O7 cho tới khi xuất hiện màu tím lục thì ngừng chuẩn độ, lặp lại thí nghiệm 3 lần, ghi giá trị thể tích K 2Cr2O7 đã dùng ml. Tính kết quả: Thí nghiệm 1: Số đương lượng OH- = Số đương lượng (NO2- + NO3-) + Số đương lượng H+ SV: Bùi Thị Thoa 41 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 => + Khoa Hóa Học = (1) Thí nghiệm 2: dư + NO3- + H+ Fe3+ + NO + H2O Fe3+còn lại + Cr2O72- Fe3+ + Cr3+ + H2O Số đương lượng Fe2+ = số đương lượng NO3- + số đương lượng Cr2O72= 3 => + = (2) Từ (1) và (2) = - Bài 10: Xác định hàm lượng Zn(NO3)2, Cd(NO3)2 trong mẫu phân tích. Chất chuẩn độ là hỗn hợp Zn(NO3)2 (C01 M) và Cd(NO3)2 (C02M) Chất chuẩn là dung dịch EDTA nồng độ (C M) Nguyên tắc Phản ứng chuẩn độ Thí nghiệm 1: Định lượng hỗn hợp Zn2+ và Cd2+ trong dung dịch NH3 – NH4+ bằng dung dịch chuẩn EDTA nồng độ C (M) với chất chỉ thị Eriocromden T. Phản ứng trước chuẩn độ: Zn2++ 4NH3 Zn(NH3)42+ Cd2+ + 6NH3 Cd(NH3)62+ Phản ứng khi cho chỉ thị Eriocromden T vào Zn(NH3)42+ + H2In- ZnIn- + 2NH4+ + NH3 Cd(NH3)62+ + H2In- CdIn- + 2NH4+ + 4NH3 Đỏ vang SV: Bùi Thị Thoa 42 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học =>Dung dịch trước chuẩn độ có màu đỏ vang Phản ứng chuẩn độ Zn(NH3)42+ + H2Y2- ZnY2- + 2NH3 +2NH4+ Cd(NH3)6 + H2Y2- CdY2- +4NH3 +2NH4+ Phản ứng kết thúc chuẩn độ (sát điểm tương đương) ZnIn- + H2Y2- + NH3 ZnY2- + HIn2- + NH4+ CdIn-+ H2Y2- + NH3 CdY2- + HIn2- + NH4+ Đỏ vang xanh Thí nghiệm 2: Che Zn2+ bằng dung dịch KCN rồi chuẩn độ Cd2+ trong dung dịch đệm NH3 – NH4+bằng dung dịch EDTA nồng độ (C M) với chất chỉ thị Eriocromden T. Thực hiện việc che ion Zn2+ bằng CNZn2+ + 4CN- Zn(CN)42Tiến hành chuẩn độ ion Cd2+ bằng EDTA Phản ứng trước khi chuẩn độ Cd2+ + 6NH3 Cd(NH3)6 Cd(NH3)62+ + H2In- CdIn- + 2NH4+ + 4NH3 Đỏ vang Phản ứng khi chuẩn độ Cd(NH3)6 + H2Y2- CdY2- +4NH3 +2NH4 Phản ứng tại điểm cuối chuẩn độ (sát điểm tương đương) CdIn-+ H2Y2- + NH3 CdY2- + HIn2- + NH4+ Đỏ vang xanh Chọn chỉ thị Chỉ thị Eriocromden T: H2In- có các pKa là 6,3 và 11,6 có màu thay đổi theo pH như sau: SV: Bùi Thị Thoa 43 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 H2InpH: 11 xanh vàng xanh H+ + In 3- Điều kiện thí nghiệm Dùng đệm amoni NH3 – NH4+ để màu chỉ thị đổi rõ từ màu đỏ vang sang dạng HIn2- màu xanh tại điểm cuối chuẩn độ. Quy trình thí nghiệm Chuẩn bị dung dịch chuẩn độ từ hỗn hợp rắn Cân a gam hỗn hợp Zn(NO3)2 và Cd(NO3)2. Cân a gam chính xác theo phương pháp lấy ra: G1= mlọ cân+ mmẫu cân G2= mlọ cân + mhóa chất còn dính =>a= G1 – G2 Pha dung dịch chuẩn độ từ lượng cân a gam hỗn hợp Zn(NO3)2 và Cd(NO3)2 thành Vhh (l). Chuẩn bị dụng cụ chuẩn độ Rửa sạch các dụng cụ: Buret, pipet, eclen bằng nước cất. Tráng buret bằng dung dịch chuẩn ở 2 thí nghiệm là dung dịch EDTA. Tráng pipet bằng dung dịch chuẩn độ: Zn(NO3)2 và Cd(NO3)2. Cả 2 thí nghiệm. Tiến hành chuẩn độ Thí nghiệm 1: Dùng pipet hút chính xác V0 ml dung dịch cho vào bình chuẩn độ, thêm V’ml dung dịch đệm NH3 – NH4+ vào bình chuẩn độ. Thêm một ít chỉ thị Eriocromden T , lắc đều (dung dịch có màu đỏ vang). Chuẩn độ từ từ bằng dung dịch chuẩn EDTA đến khi dung dịch chuyển sang màu xanh thì dừng, ghi lại giá trị V1 EDTA SV: Bùi Thị Thoa 44 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Tiến hành 3 lần nữa lấy giá trị trung bình Thí nghiêm 2: Định lượng Cd2+ (che ion Zn2+) Dùng pipet hút chính xác V0 ml dung dịch cho vào bình chuẩn độ. Thêm dung dịch CN- ; thêm một ít chỉ thị Eriocromden T, lắc đều (dung dịch có màu đỏ vang). Chuẩn độ từ từ bằng dung dịch chuẩn EDTA đến khi dung dịch chuyển sang màu xanh thì dừng, ghi lại giá trị V2. Tiến hành 3 lần nữa lấy giá trị trung bình: Tính kết quả thí nghiệm Tính nồng độ Zn2+ C01 và Cd2+ C02 Tính nồng độ tổng cộng Zn2+ C01 và Cd2+ C02 (C01 + C02) V0 = C => C01 +C02 = C / V0 Tính nồng độ Cd2+ C02 C02V0= C2 => C02 = C / V0 → → Tính % khối lượng của các chất trong a gam mẫu ban đầu m1là số gam Zn(NO3)2 C01 (M) nên: + m2là số gam Cd(NO3)2. C02 (M): 3 SV: Bùi Thị Thoa 45 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Bài 11: Xác định hàm lượng NaClO3 Nguyên tắc: Dựa trên cơ sở của phản ứng chuẩn độ oxi hóa khử, người ta thêm vào dung dịch mẫu xút có chứa NaClO3 một lượng dư, chính xác muối Morh tiêu chuẩn, thực hiện phản ứng trong môi trường axit H2SO4, dung dịch nóng NaClO3 + 6FeSO4 + H2SO4 3Fe2(SO4)3 + NaCl + 3H2O (1) Sau đó chuẩn độ bằng muối Morh dư bằng KMnO4 tiêu chuẩn, tại điểm tương đương dung dịch xuất hiện màu hồng nhạt. 2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 5Fe2(SO4)3 + NaCl + 3H2O (2). Điều kiện xác định Phản ứng (1) thực hiện trong môi trường axit (pH = 0-1) để phản ứng xảy ra hoàn toàn tránh phản ứng phụ của NaClO với FeSO4 NaClO + 2FeSO4 + H2SO4 5Fe2(SO4)3 + NaCl + H2O (3) Phải dùng kỹ thuật chuẩn độ phần dư vì hàm lượng NaClO3 trong mẫu xút nhỏ. Cho FeSO4 dư chính xác để tạo điều kiện cho phản ứng 1 hoàn toàn. Sau đó chuẩn phần dư FeSO4 bằng KMnO4 tiêu chuẩn. dùng H2SO4 điều chỉnh môi trường. Cho FeSO4 vào dung dịch phải có màu hung nâu của Fe3+ nếu vẫn thấy màu xanh của Fe(OH)2 thì phải bổ sung thêm H2SO4. Ngoài ra muốn cho pahnr ứng (1) triệt để, ta cần đun nhẹ dung dịch nhưng khi chuẩn bằng Fe2+ dư bằng KMnO4, phải thực hiện phản ứng trong điều kiện dung dịch nguội sẽ tránh được trường hợp Fe2+ tự oxi hóa thành Fe3+ và tránh được phản ứng phụ giữa Cl- với MnO4- . MnO4- + 2Cl- + 8H+ Mn2+ + Cl2 + 2H2O (4) Phản ứng (3) chỉ xảy ra trong điều kiện đun nóng, còn ở trong điều kiện nguội nếu dung dịch có mặt Mn2+ thì phản ứng (2) vẫn xảy ra vì Mn2+ làm xúc tác cho phản ứng (2), cho nên phải thêm một lượng nhất định MnSO4 vào SV: Bùi Thị Thoa 46 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học dung dịch chuẩn độ trước khi thực hiện phản ứng (2). Cho thêm H3PO4 vào tạo phức với Fe3+ tránh cộng màu ở điểm tương đương. Fe3+ có màu hung nâu, còn KMnO4 có màu tím. Phản ứng tạo phức: Fe3+ + H3PO4 (Màu hung nâu) [ FeH2PO4 ]- + 2H+ (phức không màu ) Trong thực tế, để tránh sai số trong các phản ứng phụ, người ta còn tiến hành thí nghiệm trắng (thay thể tích mẫu xút bằng thể tích nước cất ). Quy trình thí nghiệm Chuẩn bị dụng cụ, hóa chất: Rửa sạch các dụng cụ: Buret, pipet, bình eclen, ống đong, cốc có mỏ bằng nước cất. Tráng buret bằng dung: dung dịch KMnO4 0,1N Tráng pipet bằng dung dịch chuẩn độ. Tiến hành thí nghiệm Hút chính xác 10ml dung dịch mẫu xút lỏng (hoặc 5 g xút rắn công nghiệp pha thành 10 ml dung dịch nước cất), cho vào bình nón loại 250 ml. Thêm -2 giọt chỉ thị phenolphtalein 0,1%. Dùng H2SO4 6N trung hòa cho tới khi dung dịch mất màu hồng, rồi cho dư 2 ml H2SO4 6N nữa, đun nóng dung dịch mẫu từ 60-700C. Từ từ rót cho chính xác 5 ml muối Morh tiêu chuẩn 0,1N (lúc này dung dịch phải có màu vàng nhạt), nếu có màu xanh lá mạ của Fe(OH)2 phải trong hòa tiếp bằng H2SO4 6N. Đun sôi nhẹ 5 phút rồi để nguội dung dịch tới nhiệt độ phòng, sau đó thêm 1 ml MnSO4 6% + 0,5 ml dung dịch H3PO4 đặc. Đem chuẩn bằng dung dịch KMnO4 0,1N cho tới khi xuất hiện màu hồng nhạt, bền trong 30s thì ngừng chuẩn độ ghi giá trị nghiệm 3 lần, ghi giá trị SV: Bùi Thị Thoa . Lặp lại thí ml. 47 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Xác định mẫu trắng: tiến hành tương tự như mẫu thực, chỉ thay thể tích mẫu xút bằng nước cất). Tính kết quả Đ ắ (g/l) NaClO3 = ự . 1000. đ đ Trong đó : Đ = = 0.01775 (g) V : Số ml mẫu dùng để pha chế thành dung dịch mẫu cần xác định. Vđm : Thể tích dung dịch mẫu được pha chế từ V ml dung dịch mẫu (ml) Vxđ : Thể tích dung dịch mẫu được sử dụng trong phép xác định (ml) N : Nồng độ đương lượng dung dịch chuẩn KMnO4 Vtrắng : Số ml dung dịch KMnO4 dùng cho mẫu trắng Vthực : Số ml dung dịch KMnO4 dùng cho mẫu thực Bài 12: Xác định đồng thời NaOH và Na2CO3 trong mẫu phân tích. Nguyên tắc Dựa trên cơ sở của phản ứng chuẩn độ trung hòa. Dùng axit HCl tiêu chuẩn chuẩn trực tiếp xuống dung dịch mẫu có chứa NaOH và Na 2CO3. Lần lượt cho các chỉ thị trung hòa sau: Theo chỉ thị phenolphtalein, ở điểm tương đương dung dịch mất màu hồng, ghi thể tích HCl tiêu tốn NaOH + HCl Na2CO3 + HCl NaCl + H2O (1) NaHCO3 + NaCl (2) Nhỏ tiếp chỉ thị MO và chuẩn bằng HCl trên đến khi dung dịch chuyển từ vàng sang hồng nhạt, ghi thể tích HCl tiêu tốn NaHCO3 + HCl SV: Bùi Thị Thoa NaCl + H2O + CO2 48 Lớp K37B Hóa (3) Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Điều kiện xác định: Khi chuẩn mẫu xút có chứa thành phần Na2CO3 phenolphtalein thì toàn bộ lượng theo chỉ thị dịch có ph = 8,9 làm cho chỉ thị phenolphtalein mất màu hồng. Chuẩn độ tiếp dung dịch bằng HCl theo chỉ thị MO thì nấc thứ 2 của Na2CO3 bị trung hòa hết tạo thành CO2, ứng với pH = 3,8 nên thực chất HCl tiêu tốn cho NaOH là ( Vpp – VMO), còn HCl tiêu tốn cho toàn bộ Na2CO3 là 2VMO. Phép chuẩn độ này cần chuẩn độ chậm, cần lắc mạnh nhất là gần sát điểm tương đương, khi chuẩn nấc 2 của NaHCO3, vì khi chuẩn nấc 2 có sự tạo thành CO2. Nếu chậm và lắc mạnh sẽ đuổi CO2 ra khỏi dung dịch, cân bằng dịch chuyển theo phía tạo thành CO2, phản ứng xảy ra hoàn toàn. Quy trình thí nghiệm Chuẩn bị dụng cụ, hóa chất Rửa sạch các dụng cụ: Buret, pipet, bình eclen, ống đong, cốc có mỏ bằng nước cất. Tráng buret bằng dung: dung dịch HCl 0,1N Tráng pipet bằng dung dịch chuẩn độ. Tiến hành thí nghiệm Lấy chính xác 10 ml dung dịch đã chuẩn bị ở trên chuyển vào bình nón 250ml. Thêm tiếp 1-2 giọt chỉ thị phenolphtalein 0,1%. Chuẩn độ bằng dung dịch chuẩn HCl 0,1N, cho tới khi dung dịch mất màu hồng , ghi Vpp. Tiếp tục cho 1-2 giọt chỉ thị MO 0,1%. Chuẩn độ bằng dung dịch HCl chuẩn 0,1N, cho tới khi dung dịch mẫu chuyển từ vàng sang hồng nhạt (cần định giọt chậm). SV: Bùi Thị Thoa 49 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Lặp lại thí nghiệm 3 lần, lấy kết quả trung bình. Tính kết quả Đ (g/l) NaOH = (g/l) Na2CO3 = . 1000 . Đ . 1000. đ đ đ đ Trong đó: Đ Đ = = . 10-3 = 0,053 (g) .10-3 = 0,04 (g) V: Số ml mẫu được dùng để pha chế thành dung dịch mẫu cần xác định. Vđm: Thể tích dung dịch mẫu được pha chế từ G g mẫu (ml). Vxđ : Thể tích dung dịch mẫu được sử dụng trong phép xác định (ml) NHCl : Nồng độ đương lượng dung dịch chuẩn HCl Vpp : Số ml dung dịch chuẩn HCl dùng khi chuẩn với chỉ thị là phenolphtalein. VMO : Số ml dung dịch chuẩn HCl dùng khi chuẩn với chỉ thị là MO 2.2. Kết quả Bài 1: Định lượng độ cứng của nước theo 2 dạng: Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2, và CaCl2, MgCl2 Thí nghiệm 1: Giá trị thể tích của EDTA dùng để chuẩn độ sau 3 lần lặp lại thí nghiệm thu được các giá trị sau: V1(EDTA) = 0,5 ml V2(EDTA) = 0,3 ml => = 0,4 ml V3(EDTA) = 0,4 ml SV: Bùi Thị Thoa 50 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Ta có: (CCa2+ + CMg2+) = = 4. 10-3 M = (1) Thí nghiệm 2: Giá trị thể tích của SCN- dùng để chuẩn độ sau 3 lần lặp lại thí nghiệm thu được các giá trị sau: = 4,2 ml V2 = 4,5 ml => = 4,3 ml V3= 4,2 ml Số đương lượng Ag+ = số đương lượng Cl- + số đương lượng SCN=> CAg+ . VAg+ = CCl-. V0 + CSCN-. => CCl- = = 7.10-4 (M) = => Độ cứng của nước ở dạng MgCl2 và CaCl2 là: CCa2+ + CMg2+ = CCl- = Từ (1) và (2) = 7.10-4 = 3,5. 10-4 (M) (2) => Độ cứng của nước ở dạng Mg(HCO3)2 và Ca(HCO3)2 là : CCa2+ + CMg2+ = - = 4. 10-3 – 3,5. 10-4 = 3,65. 10-3 (M) Bài 4: Xác định hàm lượng muối ăn có trong nước mắm. Giá trị thể tích của AgNO3 dùng để chuẩn độ sau 3 lần lặp lại thí nghiệm thu được các giá trị sau: = 22,5 ml V2 = 22 ml => = 22,5 ml V3= 23 ml SV: Bùi Thị Thoa 51 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học Ta có: X= = = 263,25 (g/l) Trong đó: X: hàm lượng muối ăn có trong nước mắm, (g/l). 0,0058: lượng muối ăn ứng với 1ml AgNO3 0,1N, (g). V0: dung tích bình định mức, (ml). V1: thể tích lấy ra để chuẩn độ, (ml) V: thể tích nước mắm lấy để định mức, (ml). Bài 5: Xác định hàm lượng Clo hoạt động trong nước Giaven Thí nghiệm 1: Giá trị thể tích của 0,01M chuẩn độ sau 3 lần lặp lại thí nghiệm thu được các giá trị sau: = 4,4 ml V2 = 4,3 ml => = 4,33 ml V3 = 4,3 ml Thí nghiệm 2: Giá trị thể tích của 0,01M chuẩn độ mâu trắng sau 3 lần lặp lại thí nghiệm thu được các giá trị sau: = 3,1 ml V2 = 3,2 ml => = 3,2 ml V3 = 3,3 ml => Số (g) Clo hoạt động trong 1( lít ) mẫu (g/l) là: = = SV: Bùi Thị Thoa . . 35,5 .35,5 = 4,01 (g/l) 52 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học KẾT LUẬN Sau một thời gian nghiên cứu, em đã thu được những kết quả sau : 1. Hệ thống được các kiến thức về phân tích thể tích, gồm 4 phương pháp :Chuẩn độ axit – bazơ ; chuẩn độ oxi hóa – khử ; chuẩn độ kết tủa ; chuẩn độ tạo phức. 2. Xây dựng được nội dung các bài thực hành phân tích định lượng hỗn hợp các chất theo phương pháp phân tích thể tích có nội dung gắn với thực tế, theo nhiều phương pháp khác nhau, gồm : - 2 bài chuẩn độ axit- bazơ - 2 bài chuẩn độ kết tủa - 2 bài chuẩn độ tạo phức - 1 bài chuẩn độ kết hợp chuẩn độ tạo phức và chuẩn độ kết tủa - 1 bài chuẩn độ kết hợp chuẩn độ tạo phức và chuẩn độ oxi hóa khử - 2 bài chuẩn độ kết hợp chuẩn độ kết tủa và chuẩn độ oxi hóa khử - 1 bài chuẩn độ kết hợp chuẩn độ axit- bazo và chuẩn độ oxi hoá - 1 bài chuẩn độ kết hợp chuẩn độ tạo phức và chuẩn độ axit – bazơ. Do thời gian không nhiều nên trong các bài thực hành, em đã tiến hành thực nghiệm 3 bài : Bài 1: Định lượng độ cứng của nước theo 2 dạng: Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2, và CaCl2, MgCl2 Bài 4: Xác định hàm lượng muối ăn có trong nước mắm Bài 5: Xác định hàm lượng Clo hoạt động trong nước Giaven 3. Kết quả thu được phù hợp với mẫu trong thực tế. Nếu còn nhiều thời gian hơn em sẽ tiến hành phân tích nhiều bài hơn, cùng một bài có nhiều cách phân tích khác nhauvà xây dựng thêm nhiều mẫu hơn nữa. SV: Bùi Thị Thoa 53 Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học TÀI LIỆU THAM KHẢO [1] Nguyễn Duy Ái, Nguyễn Tinh Dung, Trần Thành Huế, Trần Quốc Sơn, Nguyễn Văn Tòng (2004): Một số vấn đề chọn lọc của hóa học tập 2 – Nxb Giáo dục. [2] Nguyễn Tinh Dung (2009), Hóa học phân tích I: Cân bằng ion trong dung dịch,Nxb Đại học sư phạm. [3] Nguyễn Tinh Dung (2009), Hóa học phân tích phần II: Các phản ứng ion trong dung dịch, Nxb Giáo dục. [4] Nguyễn Tinh Dung (2009), Hóa học phân tích phần III: Các phương pháp định lượng hóa học, Nxb Giáo dục. [5] Nguyễn Tinh Dung, Đào Thị Phương Diệp (2006), Bài tập cân bằng ion trong dung dịch, Nxb Đại học sư phạm. [6] Nguyễn Thị Thu Nga, Hóa học phân tích – hướng dẫn thực hành,Nxb Đại học sư phạm. [7] Lâm Ngọc Thụ(2005), Cơ sở hóa học phân tích, Nxb Đại học Quốc gia Hà Nội. [8] Nguyễn Văn Ri, Tạ Thị Thảo (2006), Giáo trình “Thực tập hóa phân tích”, Nxb Đại học Khoa học Tự Nhiên ( ĐHQGHN). [9] G.Schwarzenbach – H. Flaschka (1978), Chuẩn độ tạo phức chất, Nxb Khoa học kĩ thuật Hà Nội. SV: Bùi Thị Thoa 54 Lớp K37B Hóa [...]... aliraxin… 1.5 Chuẩn độ kết tủa Trong các phản ứng chuẩn độ kết tủa thì phép chuẩn độ đo bạc là phương pháp quan trọng nhất, dựa trên việc định lượng clorua bằng dung dịch chuẩn AgNO3 Tùy theo điều kiện thực nghiệm mà người ta sử dụng các phương pháp chuẩn độ: phương pháp Mohr, phương pháp Volhard và phương pháp Fajans 1.5.1 Phương pháp Mohr: dùng chỉ thị K2CrO4 Phương trình phản ứng chuẩn độ: Cl- + Ag+... che [Zn(CN)4]2- và [Cd(CN)4]2- bằng cách thêm vào fomandehit: 4H+ + [Cd(CN)4]2- + 4CH2O SV: Bùi Thị Thoa 18 Cd2+ + 4HO – CH2 - CN Lớp K37B Hóa Trường ĐHSP Hà Nội 2 Khoa Hóa Học CHƯƠNG 2 ĐỐI TƯỢNG NGHIÊN CỨU VÀ KẾT QUẢ 2.1 .Xây dựng một số quy trình phân tích hàm lượng một số ion, ng dụng trong phân tích thực tế bằng phương pháp chuẩn độ thể tích Bài 1: Định lượng độ cứng của nước theo 2 dạng: Ca(HCO3)2,... trường hợp trong chuẩn độ axit – bazơ - Chuẩn độ bazơ mạnh bằng axit mạnh - Chuẩn độ axit mạnh bằng bazơ mạnh - Chuẩn độ đơn bazơ yếu bằng axit mạnh - Chuẩn độ đơn axit yếu bằng bazơ mạnh - Chuẩn độ hỗn hợp các đơn axit và đơn bazơ - Chuẩn độ các đa axit và đa bazơ 1.3 .Chuẩn độ oxi hóa - khử Để mô tả quá trình xảy ra khi chuẩn độ ta dùng đường chuẩn độ để biểu diễn sự phụ thuộc giữa thế với thể tích đã... 2Cr3+ + 6Fe3+ +7H2O Phạm vi ứng dụng: Phản ứng này có thể dùng chuẩn độ ngược chiều chất oxi hóa Có thể định lượng chất khử bằng phương pháp chuẩn độ thế hoặc chuẩn độ ngược Cho chất khử phản ứng với mỗi Fe3+ dư và chuẩn độ Fe2+ tạo thành Cr2O72- Nếu chất khử phản ứng chậm với Fe3+thì thêm K2Cr2O7 dư, lấy chính xác, sau đó chuẩn độ ngược bằng dung dịch chuẩn Fe(II) 1.3.3 Phương pháp iot Iot là chất oxi... được dùng rộng rãi để chuẩn độ gián tiếp ion Cl-, sau đó chuẩn độ Ag+ dư bằng SCN- dùng Fe3+ làm chỉ thị Tại điểm cuối chuẩn độ sẽ xuất hiện màu hồng của phức FeSCN2+ trên nền của màu trắng của AgCl và AgSCN Ưu điểm của phương pháp là có thể thực hiện phép chuẩn độ trong môi trường axit mạnh CH+ < 0,3M Tuy nhiên cần chú ý tới một số yếu tố có thể dẫn tới sai số: - Khi chuẩn độ SCN- bằng AgNO3 cần lắc... 3I- 1.4 Chuẩn độ tạo phức Hiện nay phương pháp chuẩn độ tạo phức phổ biến nhất là phương pháp chuẩn độ complexon dựa trên việc sử dụng các axit aminopolicacboxylic làm thuốc thử tạo phức để chuẩn độ các ion kim loại 1.4.1 Thuốc thử Phương pháp chuẩn độ dựa trên phản ứng tạo phức của các ion kim loại với các nhóm axit aminopolicacboxylic được gọi là phương pháp chuẩn độ complexon Các complexon là những... FeSO4 Bằng phương pháp thích hợp hãy xác định hàm lượng phần trăm các muối trong hỗn hợp đó Nguyên tắc: Thí nghiệm 1: Dùng phương pháp chuẩn độ tạo kết tủa để xác định tổng nồng độ Cl- trong dung dịch bằng AgNO3, chỉ thị K2CrO4: Phản ứng chuẩn độ: Cl- + Ag+ AgCl trắng Khi dư 1 giọt Ag+: 2Ag+ + CrO42- Ag2CrO4 đỏ gạch → Tại điểm cuối chuẩn độ sẽ xuất hiện kết tủa nâu gạch Thí nghiệm 2: Định lượng Fe3+ bằng. .. Khoa Hóa Học Bài 4: Xác định hàm lượng muối ăn có trong nước mắm Nguyên tắc: Dùng phương pháp chuẩn độ tạo kết tủa để xác định tổng nồng độ Cl trong dung dịch bằng AgNO3, chỉ thị K2CrO4: Phản ứng chuẩn độ: Cl- + Ag+ AgCl trắng Khi dư 1 giọt Ag+: 2Ag+ + CrO42- Ag2CrO4 đỏ gach → Tại điểm cuối chuẩn độ sẽ xuất hiện kết tủa đỏ gạch Quy trình thí nghiệm Chuẩn bị dụng cụ, hóa chất Dụng cụ: rửa sạch buret, pipet,... hoạt động trong nước Giaven Nguyên tắc Trong môi trường axit, Clo hoạt động trong nước Giaven có thể tác dụng với iođua giải phóng ra iot nguyên tố ( trong môi trường kiềm phản ứng xảy ra không hoàn toàn ) Chuẩn độ iot giải phóng ra bằng dung dịch Na 2S2O3 đã biết nồng độ sẽ tính được hàm lượng Clo hoạt động trong dung dịch Khi hòa tan Clo trong nước, xảy ra phản ứng: Cl2 + H2O HClO + HCl Đây là phản ứng. .. được dùng mà người ta phân loại phương pháp chuẩn độ oxi hóa – khử thành các phương pháp cụ thể: phương pháp pemanganat, phương pháp đicromat, phương pháp iot,… 1.3.1 .Phương pháp pemanganat Pemanganat là chất oxi hóa mạnh Trong dung dịch axit, ion MnO4-bị khử thành ion Mn2+ không màu : MnO4-+ 8H+ +5e Mn2+ + 4 H2O E0=1,51V Trong dung dịch axit yếu, trung tính, bazơ, sản phẩm phản ứng khử MnO4- là MnO2 ... Để xây dựng quy trình phân tích hàm lượng số ion, ứng dụng phân tích thực tế phương pháp chuẩn độ thể tích Nhiệm vụ nghiên cứu - Xây dựng quy trình phân tích hàm lượng số ion - Tìm mẫu thực tế. .. TƯỢNG NGHIÊN CỨU VÀ KẾT QUẢ 2.1 .Xây dựng số quy trình phân tích hàm lượng số ion, ng dụng phân tích thực tế phương pháp chuẩn độ thể tích Bài 1: Định lượng độ cứng nước theo dạng: Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2,... vận dụng kiến thức học vào giải vấn đề liên quan đến thực tế Trên sở đó,em chọn đề tài: Xây dựng quy trình phân tích hàm lượng số ion, ứng dụng phân tích thực tế phương pháp chuẩn độ thể tích