›

Giáo trình Hóa phân tích - Phần I: Cơ sở lý thuyết của các phƣơng pháp phân tích hoá học

pdf 80 trang huongle 3620
Download
Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Giáo trình Hóa phân tích - Phần I: Cơ sở lý thuyết của các phƣơng pháp phân tích hoá học", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

Tài liệu đính kèm:

  • pdfgiao_trinh_hoa_phan_tich_phan_i_co_so_ly_thuyet_cua_cac_phon.pdf

Nội dung text: Giáo trình Hóa phân tích - Phần I: Cơ sở lý thuyết của các phƣơng pháp phân tích hoá học

  1. LỜI MỞ ĐẦU Hoá phân tích là một môn học nghiên cứu về các phương pháp định tính và định lượng thành phần các chất và hỗn hợp các chất. Do đó, hoá phân tích bao gồm các phương pháp phát hiện, nhận biết và các phương pháp xác định hàm lượng của các chất trong mẫu cần phân tích. Hoá phân tích đóng vai trò rất quan trọng đối với sự phát triển của các ngành khoa học, các lĩnh vực của công nghệ, sản xuất và đời sống xã hội. Chẳng hạn, các lĩnh vực sản xuất nông nghiệp như hoá nông, thổ nhưỡng cần hoá phân tích để nghiên cứu đất đai, phân bón, chất lượng các nông sản; trong y học để phân tích thành phần của máu, huyết thanh, nước tiều, các dịch sinh học, kiểm nghiệm các loại dược phẩm. Trong các nhà máy sản xuất thực phẩm đều có phòng thí nghiệm phân tích để kiểm tra và kiểm nghiệm chất lượng nguyên liệu, bán thành phẩm và sản phẩm để điều hành quá trình sản xuất. Vì vây, đối với chuyên ngành “Kiểm nghiệm lương thực thực phẩm” nói riêng, môn hoá phân tích là một môn học cơ sở chuyên ngành đóng vai trò rất quan trong, không thể thiếu. Môn học trang bị các phương pháp phân tích xác định thành phần của các chất trong hỗn hợp, là phương tiện cần thiết để thực hiện các kỹ năng nghề nghiệp: Kiểm tra, kiểm nghiệm chất lượng nguyên liệu sản xuất và các sản phẩm lương thực, thực phẩm. Dựa trên mục tiêu và thời lượng của môn học, giáo trình “Hoá phân tích” bao gồm các nội dung sau: Phần I: Cơ sở lý thuyết của các phƣơng pháp phân tích hoá học Chƣơng I: Dung dịch và cách biểu thị nồng độ dung dịch Chƣơng II: Các phản ứng dùng trong phân tích hoá học Phần II: Các phƣơng pháp phân tích hoá học Chƣơng III: Phƣơng pháp phân tích khối lƣợng Chƣơng IV: Phƣơng pháp phân tích thể tích Phần III: Giới thiệu các phƣơng pháp phân tích công cụ Chƣơng V: Các phƣơng pháp phân tích điện hoá Chƣơng VI: Các phƣơng pháp phân tích phổ nghiệm Chƣơng VII: Phƣơng pháp sắc ký Giáo trình được biên soạn làm tài liệu học tập và giảng dạy môn Hoá phân tích, ngành Chế biến và bảo quản thực phẩm. Đồng thời, có thể sử dụng làm tài liệu tham khảo đối với học sinh các ngành học khác thuộc khối công nghệ thực phẩm có giảng dạy môn Hoá phân tích. Mặc dù tác giả đã cố gắng nhưng do thời gian và trình độ có hạn giáo trình không thể tránh khỏi sai sót. Mong nhận được sự đóng góp ý kiến để giáo trình hoàn thiện hơn. TÁC GIẢ ĐỖ THỊ KIM LOAN 1
  2. BÀI MỞ ĐẦU I. Phƣơng pháp phân tích các chất 1. Phương pháp phân tích định tính Phân tích định tính nhằm xác định thành phần mẫu phân tích gồm những nguyên tố hoá học, ion, nhóm nguyên tử hoặc các phân tử nào. Khi nghiên cứu thành phần một hỗn hợp chƣa biết, phân tích định tính đƣợc tiến hành trƣớc phân tích định lƣợng. Bởi vì, phân tích định tính sẽ định hƣớng việc chọn phƣơng pháp phân tích định lƣợng các chất trong mẫu Phân tích định tính dựa vào sự chuyển chất phân tích thành hợp chất mới nào đó có những tính chất đặc trƣng nhƣ có màu, có mùi, có cấu trúc tinh thể, có trạng thái vật lý đặc trƣng, 2. Phương pháp định lượng Phân tích định lƣợng cho phép xác định thành phần về lƣợng các cấu tử hợp phần của mẫu phân tích. Phân tích định lƣợng có vai trò quan trọng trong sự phát triển của các khoa học kỹ htuật và sản xuất, đây là một phƣơng pháp nghiên cứu cho nhiều ngành khoa học khác nhƣ: hoá học, y học, sinh học, công nghệ thực phẩm, khảo cổ học, Phân tích định lƣợng thƣờng đƣợc chia thành phân tích vô cơ và phân tích hữu cơ. Hai loại phân tích này đều dựa trên kiến thức cơ bản về hoá học vô cơ và hữu cơ II. Phân loại các phƣơng pháp nghiên cứu Để phân tích các chất, có rất nhiều phƣơng pháp khác nhau. Dựa vào bản chất chung của chúng, chia các phƣơng pháp thành ba nhóm sau: 1. Nhóm các phương pháp hoá học Các phƣơng pháp này ra đời sớm nhất nên còn gọi là các phƣơng pháp cổ điển. Trong đó, cơ sở của phƣơng pháp là các phản ứng hoá học và sử dụng các dụng cụ, thiết bị đơn giản để phân tích các chất. Nhóm các phƣơng pháp này chỉ sử dụng để định lƣợng các chất có hàm lƣợng lớn, vừa và không quá nhỏ. Nhƣng các phƣơng pháp hoá học là cơ sở để phát triển các 2
  3. phƣơng pháp phân tích hiện đại. Cho đến này các phƣơng pháp này vẫn đƣợc dùng nhiều trong các phòng thí nghiệm phân tích 2. Nhóm các phương pháp phân tích vật lý Đó là các phƣơng pháp phân tích dựa trên việc đo các đại lƣợng vật lý đặc trƣng của các chất phân tích nhƣ phổ phát xạ, độ phóng xạ, Các phƣơng pháp này cần sử dụng các thiết bị đo đạc tinh vi, phức tạp có khả năng ghi những tín hiệu vật lý đó 3. Nhóm các phương pháp phân tích hoá lý Đó là nhóm các phƣơng pháp kết hợp việc thực hiện các phản ứng hoá học, sau đó đo các tín hiệu vật lý của hệ phân tích nhƣ : sự thay đổi màu, độ đục, độ phát quang, độ dẫn điện, Nhóm các phƣơng pháp này cũng đòi hỏi các dung cụ thiết bị đo dạc phức tạp nên chúng còn có tên là các phương pháp phân tích công cụ Nhóm các phƣơng pháp này cho phép phân tích nhanh, có thể xác định đƣợc hàm lƣợng nhỏ các chất phân tích một cách chính xác, phân tích chọn lọc III. Quy trình phân tích mẫu Khi tiến hành phân tích một đối tƣợng nào đó, cần trải qua các giai đoạn sau: 1- Chọn mẫu, lấy mẫu và xử lý mẫu phân tích 2- Chuyển mẫu hoặc hợp phần cần xác định trong mẫu thành dạng có thể tiến hành phân tích đƣợc (phân huỷ mẫu) 3- Chọn phƣơng pháp phân tích, chọn các điều kiện thích hợp cho quá trình phân tích và sử dụng quy trình phân tích đó để phân tích 4- Xử lý các kết quả thu đƣợc khi phân tích mẫu để nhận đƣợc kết quả sát thực với hàm lƣợng chất cần phân tích. Tính toán và đánh giá kết quả nhận đƣợc Cả 4 giai đoạn trên đều quan trọng, liên quan mật thiết đến nhau và đều có tính quyết định đến độ chính xác của việc phân tích 3
  4. PHẦN THỨ NHẤT CƠ SỞ LÝ THUYẾT CỦA CÁC PHƢƠNG PHÁP PHÂN TÍCH HOÁ HỌC CHƢƠNG I DUNG DỊCH VÀ CÁCH BIỂU THỊ NỒNG ĐỘ DUNG DỊCH I. Một số khái niệm 1. Khái niệm về dung dịch Dung dịch là một hệ trong đó một hoặc nhiều chất phân tán đồng đều trong một chất khác. Tuy nhiên, không phải mọi hệ phân tán đều là dung dịch. Tuỳ theo kích thƣớc của hạt phân tán mà chia thành 3 loại sau: - Kích thƣớc hạt phân tán lớn hơn 100nm thì gọi là hệ huyền nhũ (Hạt phân tán là pha rắn phân tán trong pha lỏng gọi là huyền phù, hạt phân tán là pha lỏng phân tán trong pha lỏng gọi là nhũ tƣơng) - Kích thƣớc hạt phân tán trong khoảng từ 100nm đến 1nm thì gọi là hệ keo (dung dịch keo) - Kích thƣớc hạt phân tán nhỏ hơn 1nm thì gọi là dung dịch thực (trong xuốt, để lâu không lắng cặn). Đây là loại dung dịch xét đến trong toàn bộ chƣơng trình này. 2. Chất điện li mạnh, chất điện li yếu Chất điện li mạnh là những chất khi tan vào nƣớc phân ly gần nhƣ hoàn toàn thành các ion. Các axit mạnh, các bazơ tan, các muối tan là chất điện li mạnh Thí dụ: HCl, H2SO4, NaOH, Ca(OH)2, NaCl, Al(NO3)3 là các chất điện li mạnh, khi hoà tan trong nƣớc các chất đó phân li hoàn toàn thành các ion theo phƣơng trình sau: + - HCl + H2O = H3O + Cl + 2- H2SO4 = 2H + SO4 NaOH = Na+ + OH- 2+ - Ca(OH)2 = Ca + 2OH NaCl = Na+ + Cl - 3+ - Al(NO3)3 = Al + 3NO3 Chất điện ly yếu là những chất khi tan vào nƣớc chỉ phân ly một phần thành ion. 4
  5. Axit yếu, axit hữu cơ, bazơ ít tan, các muối ít tan là các chất điện li yếu Thí dụ: H2S, H2CO3, CH3COOH, CuCl2, H2O là các chất điện li yếu, phân ly thuận nghịch theo các phƣơng trình sau: - + - + 2- H2S HS + H , HS H + S + - - + 2- H2CO3 H + HCO3 , HCO3 H + CO3 - + CH3COOH CH3COO + H 2+ - CuCl2 Cu + 2Cl + - H2O H + OH Chất không điện li là những chất khi tan vào nƣớc hoàn toàn không phân li thành ion. Thí dụ: đƣờng saccaroza, rƣợu, là các chất không điện li 3. Đương lượng gam của các chất trong phản ứng hoá học Đƣơng lƣợng gam của một chất là số gam chất đó về mặt hoá học tƣơng đƣơng với 1mol Hidro hoặc 1mol hidroxyl trong phản ứng mà ta xét. Ký hiệu: D (gam) M D = n Trong đó: M là khối lƣợng mol của chất đó, đơn vị: gam n tuỳ theo từng phản ứng cụ thể: - Đối với phản ứng trung hoà, n là số ion H+ hoặc OH- mà 1mol của chất đó tham gia phản ứng - Đối với phản ứng oxy hoá khử, n là số e mà 1 mol chất đó cho hoặc nhận trong phản ứng - Đối với phản ứng trao đổi bất kỳ, n là số điện tích (+) hoặc (-) của 1mol chất đó tham gia phản ứng Một số thí dụ Phản ứng H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O M Đƣơng lƣợng gam của H2SO4 , D = = 49 2 M Đƣơng lƣợng gam của NaOH, D = = 40 1 Phản ứng H3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O 5
  6. M Đƣơng lƣợng gam của NaOH, D = = 40 1 M Đƣơng lƣợng gam của H3PO4, D = = 98 1 Phản ứng H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O Đƣơng lƣợng gam của NaOH, D = = 40 M Đƣơng lƣợng gam của H3PO4, D= = 49 2 Phản ứng H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O Đƣơng lƣợng gam của NaOH, D= = 40 M Đƣơng lƣợng gam của H3PO4, D= =32.7 3 Phản ứng 2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + 8H20 M Đƣơng lƣợng gam của KMnO4, D = =31.6 5 Đƣơng lƣợng gam của FeSO4, D = =76 Phản ứng 3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O = 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO M Đƣơng lƣợng gam của As2S3, D = =8.8 28 M Đƣơng lƣợng gam của HNO3, D = =21 3 Phản ứng Al2(SO4)3 + 3Pb(NO3)2 = 2Al(NO3)3 + 3PbSO4 M Đƣơng lƣợng gam của Al2(SO4)3, D= =57 6 Đƣơng lƣợng gam của Pb(NO3)2, D = =165.5 Phản ứng Al2(SO4)3 + 3BaCl2 = 2AlCl3 + 3BaSO4 M Đƣơng lƣợng gam của Al2(SO4)3, D= =57 6 M Đƣơng lƣợng gam của BaCl2, D= =104 2 4. pH của dung dịch 6
  7. Dung dịch với dung môi là nƣớc, pH của dung dịch đƣợc biểu thị bằng biểu thức sau: pH=- lg[H+] Trong đó: pH là pH của dung dịch [H+] là nồng độ của ion H+ trong dung dịch tính theo đơn vị mol/lit lg: logarit thập phân, theo cơ số 10 + + -3 Thí dụ 1: Dung dịch H2SO4 có nồng độ ion H là [H ]= 10 . Hãy tính pH của dung dịch đó? Áp dụng công thức pH=- lg[H+] = -lg(10-3) =3 Vậy dung dịch H2SO4 đó có pH= 3 pH sử dụng để đánh giá độ axit hay bazơ của dung dịch: - Nƣớc nguyên chất có pH=7 - Dung dịch axit có pH 7, pH càng lớn thì độ bazơ càng lớn và ngƣợc lại Thí dụ 2: Tính pH của dung dịch HCl có nồng độ 0.1M ? HCl là chất điện li mạnh, trong dung môi nƣớc nó sẽ phân ly hoàn toàn theo phƣơng trình sau: HCl = H+ + Cl – Nhƣ vậy [H+] = [HCl] = 0.1M >> 10-7M Nên pH của dung dich HCl 0.1M là: pH=- lg[H+] = -lg(0.1) = 1 II. Cách biểu thị nồng độ dung dịch Nồng độ là đại lƣợng dùng để chỉ hàm lƣợng của một cấu tử (phân tử, ion) trong dung dịch 1. Nồng độ thể tích 7
  8. Nồng độ thể tích của một chất lỏng là tỉ số thể tích của chất lỏng đó và thể tích của dung môi. Loại nồng độ này thƣờng sử dụng trong một số trƣờng hợp có tính gần đúng, định hƣớng, chẳng hạn khi dùng dung dịch này để hoà tan mẫu, điều chỉnh môi trƣờng Thí dụ : Dung dịch HCl 1:4 là dung dịch gồm 1 thể tích HCl đặc (có khối lƣợng riêng d =1.185g/ml) và 4 thể tích nƣớc 2. Nồng độ phần trăm khối lượng Nồng độ phần trăm khối lƣợng của một chất trong dung dịch là số gam chất tan có trong 100gam dung dịch Nếu hoà tan a gam chất tan vào b gam dung môi thì nồng độ % khối lƣợng của dung dịch đó là: a mct C% = 100 = 100 (a b) mdd Trong đó: C% là nồng độ phần trăm khối lƣợng của dung dịch (%) a: Khối lƣợng chất tan (gam) b: Khối lƣợng của dung môi (gam) a+b: Khối lƣợng của dung dịch (gam) Thí du1: Dung dịch HCl 25% là dung dịch có chứa 25 gam chất tan HCl trong 100gam dung dịch Thí dụ 2: Để có dung dịch KNO3 sử dụng rửa kết tủa, ngƣời ta hoà tan 10gam KNO3 vào 1500ml nƣớc. Tính nồng độ % của dung dịch đó? Nồng độ % của dung dịch KNO3 là: Áp dụng công thức: a 10 C% = 100 = 100 = 0.67% (a b) (10 1500) Vậy nồng độ % của dung dịch KNO3 là 0.67% Thí dụ 3: Tính khối lƣợng Na2CO3 cần sử dụng để pha chế 1,2kg dung dịch Na2CO3 5%? 8
  9. a 100 Từ công thức nồng độ phần trăm: C% = (a b) Suy ra, khối lƣợng chất tan Na2CO3 (ký hiệu là a) cần sử dụng để pha chế 1200gam dung dịch Na2CO3 5% là: 1200 C% 1200 5 a = = = 60gam 100 100 Thí dụ 4: Cần hoà tan bao nhiêu gam NaCl vào 100ml nƣớc để thu đƣợc dung dịch NaCl 10%? Gọi a là số gam NaCl cần hoà tan, ta có: a 10 = x 100 a 100 Suy ra: a = 11.1gam Vậy cần hoà tan 11.1 gam NaCl vào 100ml nƣớc để thu đƣợc dung dịch NaCl 10% 3. Nồng độ mol/lit Nồng độ mol của một chất là số mol chất đó tan trong một lít dung dịch. Đơn vị nồng độ thƣờng ký hiệu bằng chữ M hay mol/l đặt sau chữ số chỉ nồng độ a n C = = (mol/l) M M V V Trong đó: CM: Nồng độ mol/lit của dung dịch (M) hoặc (mol/lit) a: Khối lƣợng chất tan (gam) M: Khối lƣợng mol của chất đó (gam) V: Thể tích dung dịch (lit) n: Số mol của chất tan Thí dụ 1: Dung dịch H2SO4 2M là dung dịch có chứa 2mol H2SO4 tức 196 gam H2SO4 trong 1 lít dung dịch. Thí dụ 2: Hoà tan hoàn toàn1.2gam MgSO4 vào nƣớc thành 200ml dung dịch thì thu đƣợc dung dịch MgSO4 có nồng độ bao nhiêu? Số mol MgSO4 có trong 1.2 gam MgSO4 là : 9
  10. 2 n = 1 x = 0.01mol 20 Nồng độ mol/lit của dung dịch MgSO4 là: n 0.01 C = = = 0.05 (mol/l) M V 0.2 Thí dụ 3: Tính nồng độ mol/lit của dung dịch H2SO4 98%, d = 1.84g/ml? Khối lƣợng của 1 lít dung dịch H2SO4 98%, d = 1.84g/ml là: 1000 x 1.84 = 1840gam Khối lƣợng H2SO4 nguyên chất có trong 1 lít dung dịch H2SO4 98%, d = 1.84g/ml là: 1840 x 98%=1803.2gam Số mol H2SO4 có trong 1 lít dung dịch 98%, d = 1.84g/ml là: 1803.2 = 18.4mol 98 Vậy nồng độ mol/lit của dung dịch H2SO4 98%, d = 1.84g/ml là: 18.4 C = = = 18.4mol/lit M 1 4. Nồng độ đương lượng gam/lit Nồng độ đƣơng lƣợng của một chất là số mol đƣơng lƣợng của chất đó trong một lít dung dịch hoặc số milimol đƣơng lƣợng của chất đó trong 1ml dung dịch. Đơn vị nồng độ đƣơng lƣợng ký hiệu bằng chữ N đặt sau chữ số chỉ nồng độ a C = N D V Trong đó: CN: Nồng độ đƣơng lƣợng gam (N) D: Đƣơng lƣợng gam của chất đó (gam) V: Thể tích của dung dịch (lít) Thí dụ 1 : Dung dịch NaOH 0.1N là dung dịch chứa 0.1mol đƣơng lƣợng NaOH tức 40gam NaOH trong 1 lít dung dịch Nếu có a gam chất tan trong V lít dung dịch và D là đƣơng lƣợng gam của chất đó thì nồng độ đƣơng lƣợng đƣợc tính theo công thức 10
  11. a C = N D V Thí dụ 2: Hoà tan 5 mol HCl thành 10 lít dung dịch. Tính nồng độ đƣơng lƣợng gam/ lit của dung dịch đó? Khối lƣợng của 5 mol HCl là: a = 5 MHCl Nồng độ CN của dung dịch HCl là a 5 M 5 C = = = = 0.2N N D V D V 10 Thí dụ 3: Tính nồng độ đƣơng lƣợng của dung dịch H2SO4 98%, d = 1.84g/ml trong phản ứng với kiềm NaOH? Phản ứng của H2SO4 với kiềm NaOH: H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O + - Nhƣ vây, 1mol H2SO4 phân ly ra 2 ion H để kết hợp với 2ion OH của NaOH. 98 Nên đƣơng lƣợng gam của dung dịch H SO là D = = 49 gam 2 4 2 Khối lƣợng của 1 lít dung dịch H2SO4 98%, d = 1.84g/ml là: 1000 x 1.84 = 1840gam Khối lƣợng H2SO4 nguyên chất có trong 1 lít dung dịch H2SO4 98%, d = 1.84g/ml là: 1840 x 98%=1803.2gam Nồng độ đƣơng lƣợng gam/lit của dung dịch H2SO4 98% là: 1803.2 C = = = 36.8 N N 49 1 Vậy dung dịch H2SO4 98%, d = 1.84g/ml tƣơng đƣơng với nồng độ CN = 36.8N Thƣờng dùng nồng độ đƣơng lƣợng để biểu diễn nồng độ của các dung dịch chuẩn, bởi vì dùng loại đơn vị nồng độ này rất dễ tính nồng độ hay hàm lƣợng của các chất cần xác định 5. Độ chuẩn 11
  12. Độ chuẩn là số gam (hoặc số miligam) chất tan trong 1ml dung dịch. Kí hiệu độ chuẩn bằng chữ TR, đơn vị mg/ml hoặc g/l a TR = V Trong đó: TR: Độ chuẩn của của dung dịch (mg/ml) hoặc (g/l), a: Khối lƣợng của chất tan trong dung dịch (gam) hoặc (mg) V: Thể tích của dung dịch (lit) hoặc (ml) Thí dụ 1: Dung dịch Na2CO3 có độ chuẩn TR= 0.1mg/ml nghĩa là trong 1ml dung dịch Na2CO3 có 0.1 mg Na2CO3 Thí dụ 2: Tính độ chuẩn g/l của dung dịch NaOH 0.1M? Từ công thức tính nồng độ mol/lit của dung dịch: a C = M M V Suy ra, khối lƣợng NaOH trong 1 lit dung dịch NaOH 0.1M là: a = CM x M x V = 0.1 x 40 x 1 = 4 gam Độ chuẩn của dung dịch NaOH 0.1M tính theo đơn vị g/ l là: a(g) 4 TR = = = 4g/l V (l) 1 Thí dụ 3: Tính độ chuẩn mg/ ml của dung dịch NaCl 2%, d = 1.2g/ml? Khối lƣợng của 1 lít dung dịch NaCl 2% là : mdd = d x V= 1.2 x 1000 = 1200 gam dung dịch Khối lƣợng NaCl nguyên chất có trong 1 lit dung dịch NaCl 25 là: mdd C% 1200 2 a = mct = = = 24 gam 100 100 Độ chuẩn của dung dịch NaCl tính theo đơn vị mg/ml là a(mg) 24 1000 T = = = 24 mg/ml R V (ml) 1 1000 6. Độ chuẩn theo chất định phân 12
  13. Độ chuẩn theo chất cần định phân là số gam chất cần định phân (ion, phân tử, hoặc nguyên tử) phản ứng với đúng 1ml dung dịch chuẩn và đƣợc ký hiệu là TR/X , trong đó R là thuốc thử, X là chất cần định phân a T = R/X V Trong đó: TR/X là độ chuẩn của dung dịch R theo chất định phân X (g/ml) a: Khối lƣợng của chất định phân X (gam) V: Thể tích của dung dịch chuẩn R (ml) Thí dụ1: Độ chuẩn của dung dịch KMnO4 theo Fe là TKMnO4/Fe =0.0056g/ml, có nghĩa là 1ml dung dịch KMnO4 dùng để chuẩn độ tƣơng ứng với 5,6mg Fe Cách biểu diễn nồng độ dung dịch loại này rất thuận tiện cho việc tính toán kết quả phân tích hàng loạt mẫu tại các phòng thí nghiệm nghiên cứu và sản xuất Thí dụ 2: Để chuẩn độ dung dịch NaOH ngƣời ta sử dụng dung dịch HCl 0.05M. Biết rằng khi chuẩn độ 20 ml dung dịch NaOH thì tiêu tốn 20.6ml dung dịch chuẩn HCl 0.05M. Hãy tính độ chuẩn của dung dịch HCl theo NaOH? Phƣơng trình phản ứng chuẩn độ: NaOH + HCl = NaCl + H2O Số mol HCl có trong 14.6 ml dung dịch 0.05M là: n 20.6 Từ công thức: C = , suy ra n = C x V= 0.05 x M V M 1000 = 0.00103mol Theo phƣơng trinh phản ứng, cứ 1mol NaOH thì phản ứng vừa đủ với 1mol HCl. Vì vậy, số mol của NaOH trong 20ml dung dịch là 0.00103mol Khối lƣợng của NaOH trong 20 ml dung dịch NaOH là: a= n x M= 0.00103 x 40 = 0.0412gam Độ chuẩn của dung dịch HCl theo NaOH là: 0.0412 T = = = 0.002 gam/ml = 2mg/ml R/X 20.6 13
  14. Vậy độ chuẩn của dung dịch chuẩn HCl theo chất xác định NaOH là 2mg/ml 2+ Thí dụ 3: Tính độ chuẩn của dung dịch KMnO4 0.05M theo Fe , khi chuẩn độ theo phƣơng trình phản ứng rút gọn sau: - 2+ + 2+ 3+ MnO4 + 5 Fe + 8H = Mn + 5Fe + 4H2O Số mol KMnO4 có trong 1 ml dung dịch KMnO4 0.05M là: n = CM xV(l) = 0.05 x 0.001= 0.00005 mol 2+ Theo phƣơng trình phản ứng cứ 1mol KMnO4 thì phản ứng hết với 5 mol Fe nên số mol Fe2+ tham gia phản ứng là: 0.00005 x 5 = 0.00025 mol Fe2+ Khối lƣợng của Fe2+ đã tham gia phản ứng là: a= n x M= 0.00025 x 56 = 0.014gam 2+ Độ chuẩn của dung dịch KMnO4 0.05M theo Fe là a 0.014 T = = = 0.014gam Fe2+/ ml KMnO R/X V 1 4 III. Mối quan hệ giữa các loại nồng độ 1. Quan hệ giữa nồng độ mol/lit và nồng độ đương lượng Hoà tan a gam chất tan A có khối lƣợng mol phân tử M, đƣơng lƣợng gam D vào thể tích V lít dung dịch. Khi đó nồng độ của chất A trong dung dịch là: a Tính theo nồng độ mol/l: C = M M V a a n Tính theo nồng độ đƣơng lƣợng: C = = = C n N D V M V M Vậy ta có, CN = CM n Trong đó: CN là nồng độ đƣơng lƣợng gam/lit của dung dịch (N) CM là nồng độ mol/l của dung dịch (M) n: Tuỳ thuộc vào từng phản ứng của dung dịch Thí dụ 1: Tính nồng độ CN của dung dịch HCl nồng độ 0.05M? Đối với HCl, n=1 nên áp dụng công thức ta tính đƣợng nồng độ CN của dung dịch đó là: CN = CM = 0.05 1= 0.05N 14
  15. Thí dụ 2: Trong phản ứng 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + H2O Dung dịch NaOH và dung dịch H2SO4 đều có nồng độ 0.02M. Hãy tính nồng độ đƣơng lƣợng gam/ lit của cả 2 dung dịch đó? – 1mol NaOH phân li ra 1 ion OH nên nNaOH = 1 Do đó nồng độ CN của dung dịch NaOH là: CN = CM n = 0.02 1= 0.02N + Tƣơng tự, 1mol H2SO4 phân ly ra 2 ion H nên ta có nồng độ của dung dịch H2SO4 là: CN = CM = 0.02 2= 0.04N Thí dụ 3: Cho 15.5ml dung dịch Na2CO3 0.1M phản ứng vừa đủ với 20 ml dung dịch H2SO4 tạo ra CO2? Tính nồng độ CM, CN của dung dịch H2SO4 trong phản ứng đó? Phƣơng trình phản ứng giữa Na2CO3 và H2SO4 đến CO2 là: Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O Số mol Na2CO3 tham gia vào phản ứng là: 15.5 n = C x V = 0.1 x = 0.00155mol M 1000 Theo phƣơng trình số mol Na2CO3 tham gia phản ứng bằng số mol H2SO4 nên số mol H2SO4 trong dung dịch là 0.00155mol Nồng độ của dung dịch H2SO4 là: n 0.00155 1000 C = = = 0.0775M M V (l) 20 + Trong phản ứng, cứ 1mol H2SO4 phân li ra 2 ion H nên ta nồng độ đƣơng lƣợng của dung dịch H2SO4 là: CN = CM = 0.0775 x 2 = 0.155N 2. Quan hệ giữa nồng độ % khối lượng và nồng độ mol/lít Thí dụ 1 : Dung dịch HCl đậm đặc có nồng độ 36.5%, khối lƣợng riêng của dung dịch d= 1.18g/ml. Tính nồng độ CM của dung dịch đó? 15
  16. Khối lƣợng của 1 lít dung dich HCl đậm đặc là: mdd = d Vdd= 1.18 (g/ml) x 1000(ml) = 1180(gam) mct Từ công thức C% = .100 mdd Ta có khối lƣợng chất tan HCl trong 1 lit dung dịch là: C% mdd 36.5 1180 a= m = = (gam) ct 100 100 Nồng độ mol/ lit của dung dịch HCl là: n a 36.5 1180 C = = = = 11.8 mol/lit M V V M 1 36.5 100 Nhƣ vậy ,từ nồng độ % khối lƣợng của dung dịch và biết khối lƣợng riêng của dung dịch đó thì ta hoàn toàn có thể tính đƣợc nồng độ mol/lit cũng nhƣ nồng độ mol đƣơng lƣợng của dung dịch theo công thức tổng quát sau: C% d 10 C = M M C% d 10 C = N D Trong đó: CM là nồng độ mol/ lit của dung dịch (M) CN là nồng độ đƣơng lƣợng gam/ lit của dung dịch (N) C% là nồng độ % khối lƣợng của dung dịch (%) d: Khối lƣợng riêng của dung dịch (g/ml) hoặc (kg/lit) M: Khối lƣợng mol của chất tan (gam) D: Đƣơng lƣợng gam của chất tan (gam) Chứng minh: Giả sử ta có 1 lít dung dịch A, nồng độ % khối lƣợng là C%, khối lƣợng riêng của dung dịch là d. M, D lần lƣợt là khối lƣợng mol và đƣơng lƣợng gam của chất A CM, CN là nồng độ mol/lit và nồng độ đƣơng lƣợng gam/lit của dung dịch A đó Khi đó, khối lƣợng chất tan A trong V= 1 lit = 1000ml dung dịch A là a và đƣợc tính theo các công thức sau: C% d V C% d a = = = 1000 100 100 Mặt khác: a = CM x V x M = CM x M = CN x D 16
  17. C% d Từ đó ta có: 1000 = C x M = C x D 100 M N C% d 10 Suy ra: C = M M C% d 10 C = N D Thí dụ 2: Tính nồng độ mol/lit và nồng độ đƣơng lƣợng gam/lit của dung dịch H2SO4 14%, d= 1.08 g/ml khi cho dung dịch đó phản ứng với Ca? Phƣơng trình phản ứng oxy hoá- khử H2SO4 + Ca = CaSO4 + H2 Từ phƣơng trình phản ứng oxyhoá- khử trên cho thấy, 1 phân tử chất oxy hoá H2SO4 nhận thêm 2 e nên đƣơng lƣợng gam của H2SO4 là: M 98 D = = = 49 gam n 2 Áp dụng công thức tính nồng độ CM và CN của dung dịch H2SO4 khi biết nồng độ phần trăm khối lƣợng C% = 14%, khối lƣợng riêng d = 1.08g/ml, ta có: 14 1.08 10 C = = = 1.54M M 98 14 1.08 10 C = = = 3.08N N 49 3. Quan hệ giữa độ chuẩn và nồng độ mol/lit, nồng độ mol đương lượng Thí dụ1: Cho dung dịch NaOH có độ chuẩn TR= 0.1g/ml. Hãy tính nồng độ mol/lit của dung dịch đó? Số gam chất tan NaOH có trong 1 lít dung dịch là: a = 0.1 x 1000 = 100gam Nồng độ CM của dung dịch NaOH là: n a 100 áp dụng công thức C = = = = 2.5 mol/lit M V V M 1 40 Nhƣ vậy, từ độ chuẩn TR của dung dịch ta có thể quy đổi ra nồng độ mol/l hoặc nồng độ mol đƣơng lƣợng dựa vào phƣơng trình cần bằng chất tan tính trong 1 lít dung dịch nhƣ sau: 17
  18. Nếu TR tính theo đơn vị g/ml thì khối lƣợng chất tan ký hiệu a tính trong thể tích V= 1 lít = 1000ml dung dịch là a = TR x1000 (gam) Mặt khác, khối lƣợng chất tan có trong 1 lit dung dịch còn đƣợc tính theo nồng độ đƣơng lƣợng CN và nồng độ mol/l CM nhƣ sau: a = CM x M = CN x D Vậy ta có : CM x M = CN x D = TR x1000 1000 Suy ra : C = T M R M 1000 C = T N R D Trong đó: TR : Độ chuẩn của dung dịch, tính theo đơn vị g/ml CM là nồng độ mol/ lit của dung dịch (M) CN là nồng độ đƣơng lƣợng gam/ lit của dung dịch (N) M: Khối lƣợng mol của chất tan (gam) D: Đƣơng lƣợng gam của chất tan (gam) Thí dụ 2: Tính độ chuẩn của dung dịch H2SO4 54%, d=1.33 g/ ml? Áp dụng công thức chuyển đổi từ nồng độ % thành nồng độ mol/lit, ta tính đƣợc nồng độ CM của dung dịch H2SO4 54%, d=1.33g/ml là: C% d 10 54 1.33 10 C = = = 7.33 M M M 98 Từ công thức biểu thị mối quan hệ giữa nồng độ CM và độ chuẩn TR CM = TR Suy ra, độ chuẩn TR của dung dịch H2SO4 7.33M là: M 98 T = C = 7.33 = 0.72g/ml R M 1000 1000 Vậy dung dịch H2SO4 54%, d=1.33 g/ ml có độ chuẩn TR = 0.72g/ml 18
  19. Thí dụ 3: Tính nồng độ mol/l và nồng độ đƣơng lƣợng gam/lit của dung dịch H3PO4 có độ chuẩn T = 18g/l trong trƣờng hợp phản ứng với KOH theo các phƣơng trình sau: H3PO4 + KOH = KH2PO4 + H2O (1) và H3PO4 + 3KOH = K3PO4 + 3 H2O (2) Trƣờng hợp phản ứng xảy ra theo phƣơng trình (1) + Theo phƣơng trình (1), 1mol H3PO4 tham gia phản ứng sẽ phân ly ra ion H để kết - hợp với 1 ion OH của KOH nên đƣơng lƣợng gam của H3PO4 trong trƣờng hợp này là: M D = = 98 gam 1 1 Do đó, áp dụng công thức chuyển đổi từ độ chuẩn T=18g/lit = 0.018g/ml của dung dịch H3PO4 sang nồng độ CM và CN nhƣ sau: 1000 1000 C = T = 0.018 = 0.18M M R M 98 1000 1000 CN = TR = 0.018 = 0.18N D1 98 Trƣờng hợp phản ứng xảy ra theo phƣơng trình (2): + - Theo phản ứng (2), 1mol H3PO4 phân ly ra 3 ion H để kết hợp với 3ion OH của 3 mol KOH nên đƣơng lƣợng gam của H3PO4 trong trƣờng hợp phản ứng này là: M 98 D = = = 32.67 gam 2 3 3 Vì vậy, nồng độ CN của dung dịch H3PO4 trong trƣờng hợp phản ứng (2) là: 1000 1000 CN = TR = 0.018 = 0.55N D2 32.67 IV. Định luật đƣơng lƣợng Trong một phản ứng hoá học, các chất phản ứng với nhau theo số đƣơng lƣợng gam nhƣ nhau và các chất tạo thành sau phản ứng cũng tƣơng đƣơng với nhau về số đƣơng lƣợng gam Ví dụ, trong phản ứng nA + mB = pC + qD 19
  20. Mặc dù hệ số cuả các chất tham gia và tạo thành sau phản ứng khác nhau nhƣng số đƣơng lƣợng gam của chúng bằng nhau Nếu là phản ứng trong dung dịch thì ta có: CNA.VA = CNB .VB Trong đó: CNA, CNB là nồng độ đƣơng lƣợng của chất A và B VA, VB là thể tích của dung dịch A và B tham gia phản ứng Thí dụ 1: Chuẩn độ 20ml dung dịch NaOH thì thấy tiêu tốn 15.7 ml dung dich HCl 0.05N. Hãy viết phƣơng trình phản ứng và tính nồng độ của dung dịch NaOH? Phƣơng trình phản ứng chuẩn độ : NaOH + HCl = NaCl + H2O Từ phƣơng trình của định luật đƣơng lƣợng CN NaOH x VNaOH = CN HCl x VHCl Ta có, nồng độ của dung dịch NaOH cần xác định là CNHCl VHCl 15.7 0.05 CN NaOH = = = 0.04N VNaOH 20 Thí dụ 2: Để xác định nồng độ của dung dịch NaOH ngƣời ta lấy vào bình tam giác 25ml dung dịch axit oxalic 0.05N, rồi chuẩn độ bằng dung dịch NaOH. Kết quả thấy tiêu tốn 35.4ml dung dịch NaOH. Hãy tính nồng độ và độ chuẩn của dung dịch NaOH? Theo đề bài ra ta thấy, cứ 25ml dung dịch axit oxalic 0.05N thì phản ứng hết với 35.4ml dung dịch NaOH. Do đó, số đƣơng lƣợng của axit oxalic tham gia phản ứng bằng số đƣơng lƣợng của NaOH, có nghĩa là: 25 x 0.05 = 35.4 x CN NaOH Suy ra, nồng độ đƣơng lƣợng của dung dịch NaOH cần xác định là: 25 0.05 C = = 0.035N N NaOH 35.4 Độ chuẩn của dung dịch NaOH là: 1000 áp dụng công thức CN = TR D D 40 Suy ra T = C = 0.035 = 0.0014g/ml R N 1000 1000 Thí dụ 3: Hoà tan 0.1260gam H2C2O4.2H2O trong nƣớc, axit hoá bằng H2SO4 rồi chuẩn độ với dung dịch KMnO4 hết 18.75ml KMnO4. Tính nồng độ mol của KMnO4? Phƣơng trình của phản ứng chuẩn độ: 20
  21. 2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 10CO2 + 8H2O + K2SO4 Theo phƣơng trình phản ứng, 1 phân tử chất khử axit oxalic H2C2O4.2H2O nhƣờng +7 đi 2e cho Mn nên đƣơng lƣợng gam của axit oxalic H2C2O4.2H2O là: M 126 DH C O .2H O = = 63gam 2 2 4 2 2 2 Theo định luật đƣơng lƣợng, số đƣơng lƣợng gam của KMnO4 bằng số đƣơng lƣợng gam của H2C2O4.2H2O, có nghĩa là: 0.126 18.75 = C 63 1000 N(KMnO4) Vậy, nồng độ đƣơng lƣợng gam /lit của dung dịch KMnO4 là: 0.126 1000 CN (KMnO ) = 0.1067N 4 63 18.75 Áp dụng công thức quy đổi từ nồng độ đƣơng lƣợng gam ra nồng độ mol/lit của dung dịch KMnO4 là: 0.1067 C = = 0.02134M M 5 Thí dụ 4: Để xác định nồng độ của dung dịch FeCl2 ngƣời ta sử dụng dung dịch chuẩn KMnO4 và tiến hành chuẩn độ trong môi trƣờng axit HCl. Kết quả phân tích nhƣ sau: 20ml dung dịch FeCl2 tiêu tốn 8.6ml dung dịch KMnO4 0.01M. Hãy tính nồng độ của dung dịch FeCl2 đó và tính độ chuẩn của dung dịch KMnO4 theo Fe? Phƣơng trình phản ứng chuẩn độ: KMnO4 + 5FeCl2 + 8HCl = MnCl2 + 5FeCl3 + KCl + 4H2O Theo phƣơng trình phản ứng, 1phân tử chất oxy hoá KMnO4 nhận thêm 5 e nên nồng độ mol đƣơng lƣợng của dung dịch KMnO4 là: CN1 = CM1 n = 0.01 x 5= 0.05N Theo định luật đƣơng lƣợng, số đƣơng lƣợng gam của KMnO4 bằng số đƣơng lƣợng gam của FeCl2 nên nồng độ mol đƣơng lƣợng của dung dịch FeCl2 cần xác định là: 21
  22. CN1 V1 8.6 0.05 CN 2= = = 0.0215N V2 20 Theo phƣơng trình phản ứng, 1 phân tử chất khử FeCl2 nhƣờng 1 e nên nồng độ mol/lit của dung dịch FeCl2 là: C N 2 0.0215 C = = = 0.0215M M2 n 1 Khối lƣợng Fe trong 20 ml dung dịch là: a = CM x V x M = 0.0215 x 0.02 x 56 = 0.024gam Độ chuẩn của dung dịch KMnO4 theo Fe là: a(g) 0.024 T = = = 0.028g/ml R/X V (ml) 8.6 V. Pha chế dung dịch chuẩn Trong phân tích hoá học, dung dịch chuẩn là căn cứ để tính toán định lƣợng các chất cần xác định. Vì vậy, độ chính xác của dung dịch chuẩn ảnh hƣởng rất lớn đến độ chính xác của phƣơng pháp phân tích. Để có dung dịch chuẩn sử dụng trong phân tích cần phải biết cách pha chế dung dịch chuẩn. Có thể chuẩn bị dung dịch chuẩn theo các cách khác nhau, tuỳ thuộc vào điều kiện và yêu cầu của công việc 1. Dựa vào lượng cân chính xác Chất gốc là những chất dùng để điều chế dung dịch chuẩn và thoả mãn các điều kiện sau đây: - Chất gốc phải tinh khiết về mặt hoá học. Lƣợng tạp chất nhỏ hơn 0.1%, nếu lớn hơn phải tiến hành tinh chế lại - Thành phần hoá học phải ứng với đúng một công thức hoá học xác định - Chất gốc và dung dịch của nó phải bền - Khối lƣợng mol phân tử của chất gốc càng lớn càng tốt để giảm sai số khi điều chế dung dịch chuẩn Nếu đã có chất gốc thì tiến hành pha chế dung dịch chuẩn dựa vào chất gốc nhƣ sau: 22
  23. - Cân một lƣợng xác định chất đó trên cân phân tích có độ chính xác 0.1 đến 0.2mg - Hoà tan định lƣợng lƣợng cân trong bình định mức có dung tích thích hợp rồi pha loãng bằng nƣớc đến vạch định mức Thí dụ 1: Điều chế 1 lít dung dịch chuẩn Na2CO3 0.1M từ chất gốc Na2CO3 cần tiến hành nhƣ sau: - Cân chính xác 0.1x 106= 10.6gam Na2CO3 bằng cân phân tích - Hoà tan khối lƣợng chất tan trên với một lƣợng nƣớc nhất định <1000ml. Sau đó, chuyển vào bình định mức 1000ml - Tiếp tục cho nƣớc đến vạch định mức - Đóng nắp bình định mức và lắc đều Thí dụ 2: Để pha chế 500ml dung dịch NaOH 0.1M cần tiến hành nhƣ thế nào? - Khối lƣợng NaOH cần sử dụng để pha chế 500ml dung dịch NaOH 0.1N là: 0.1 x 0.5 x 40 = 2 gam - Sau khi tính toán lƣợng chất gốc NaOH cần sử dụng để pha chế dung dịch chuẩn, ta tiến hành pha chế nhƣ sau: + Cân chính xác 2 gam NaOH bằng cân phân tích + Hoà tan lƣợng chất tan trên vào một lƣợng nƣớc cần thiết nhỏ hơn 500ml + Chuyển dung dịch vào bình định mức 500ml và định mức đến vạch định mức + Đóng nắp bình và lắc đều, ta thu đƣợc dung dịch chuẩn yêu cầu Thí dụ 3: Tính khối lƣợng axit oxalic H2C2O4.2H2O cần sử dụng để điều chế 2 lit dung dịch chuẩn axit oxalic có nồng độ 0.2M? Khối lƣợng mol phân tử của axit oxalic H2C2O4.2H2O là: 2x1+2x12+4x16+2x18= 126 gam/mol Số mol axit oxalic có trong 2 lit dung dịch nồng độ 0.2m là: 2x0.2=0.4 mol Khối lƣợng axit oxalic cần sử dụng để pha chế dung dịch chuẩn là: 0.4 x 126 = 50.4gam 2. Pha loãng dung dịch 23
  24. Trong trƣờng hợp không có hoá chất tinh khiết mà chỉ có dung dịch có nồng độ lớn thì có thể tiến hành điều chế dung dịch chuẩn bằng cách pha loãng dung dịch có nồng độ lớn đó thành các dung dịch có nồng độ thấp hơn nhƣ mong muốn Để tiến hành pha loãng cần dùng nƣớc cất và các dụng cụ đo thể tích chính xác nhƣ : Buret, pipet, ống nhỏ giọt và các bình định mức Nếu C1 và V1 là nồng độ và thể tích của dung dịch trƣớc khi pha loãng. C2 và V2 là nồng độ và thể tích của dung dịch sau khi pha loãng yêu cầu thì ta có phƣơng trình cân bằng chất tan sau: C1 x V1 = C2 x V2 Sử dụng phƣơng trình trên, ta có thể tính đƣợc một thông số còn lại khi biết 3 thông số kia để tiến hành pha loãng dung dịch theo yêu cầu. Tuy nhiên, các thông số cùng đại lƣợng phải có cùng thứ nguyên. Chẳng hạn V1, V2 cùng là ml hoặc lit, C1, C2 là nồng độ % hoặc mol/l hoặc đƣơng lƣợng gam/lit, Trƣờng hợp 1: Ban đầu có thể tích V1 (lít) dung dịch đậm đặc có nồng độ C1 (M). Sau khi pha loãng dung dịch đó đến thể tích V2 (lít). Tính nồng độ của dung dịch sau khi pha loãng? Căn cứ vào phƣơng trình cân bằng chất tan: C1 x V1 = C2 x V2 Ta có, nồng độ C2 của dung dịch sau khi pha loãng C1 V1 C2= ( M) V2 Thí dụ 1: Có 500ml dung dịch chuẩn Na2CO3 1M. Cho dung dịch chuẩn này vào trong một bình định mức 2000ml và định mức đến vạch bằng nƣớc cất. Tính nồng độ của dung dịch Na2CO3 sau khi định mức? Phƣơng trình cân bằng chất tan: C1 x V1 = C2 x V2 Suy ra, nồng độ của dung dịch Na2CO3 sau khi định mức C1 V1 1 500 C2= = = 0.25M V2 2000 Thí dụ 2: Trong phòng thí nghiệm có 200ml dung dịch chuẩn H2SO4 0.5N. Sử dụng dung dịch chuẩn đó để pha chế dung dịch có nồng độ thấp hơn để dùng, ngƣời ta đã cho dung dịch chuẩn đó vào bình định mức 1lit và định mức đến vạch bằng nƣớc cất. Sau đó, đem dung dịch đã pha loãng đi chuẩn độ để kiểm tra nồng độ trƣớc khi sử dụng làm 24
  25. dung dịch chuẩn thấy kết quả thu đƣợc là 0.05M. Hãy cho biết kết quả xác định đƣợc bằng chuẩn độ đó có đáng tin cậy không? Từ phƣơng trình cân bằng chất tan C1 x V1 = C2 x V2 , ta có nồng độ CN của dung dịch sau khi định phân là: C1 V1 0.5 0.2 C2= = 0.1N V2 1 Nồng độ CM của dung dịch sau khi định phân theo tính toán là: C 0.1 C = N = = 0.05M M n 2 Vậy kết quả chuẩn độ xác định nồng độ của dung dịch H2SO4 sau khi pha loãng bằng với kết quả tính toán theo lý thuyết nên kết quả đó đáng tin cậy. Trƣờng hợp 2: Dung dịch ban đầu có nồng độ C1 (M). Cần pha chế V2 lít dung dịch chuẩn có nồng độ C2 (M) từ dung dịch ban đầu. Hãy tính thể tích dung dịch ban đầu cần sử dụng? Ta có phƣơng trình: C1 x V1 = C2 x V2 Suy ra, thể tích của dung dịch ban đầu cần dùng là: C2 V2 V1= C2 Thí dụ 1: Để chuẩn độ xác định nồng độ của dung dịch NaOH trong phòng thí nghiệm thƣờng sử dụng dung dịch chuẩn HCl 0.05M. Trong phòng thí nghiệm có sẵn dung dịch HCl 1N. Tính thể tích dung dịch HCl 1N cần sử dụng để pha chế 1 lít dung dịch HCl 0.05M? Từ phƣơng trình cân bằng chất tan C1 x V1 = C2 x V2, ta có thể tích của dung dịch HCl 1N cần đung để pha chế là: C2 V2 0.05 1 V1= = = 0.05 lit = 50ml C2 1 Thí dụ 2: Phải lấy bao nhiêu ml dung dịch NaOH 0.125N để pha chế 2 lít dung dịch NaOH 0.100N? 25
  26. Thể tích của dung dịch NaOH 0.125N cần sử dụng để pha chế là V1 Ta có: 0.125 x V1 = 0.1 x 2 Suy ra, thể tích của dung dịch NaOH 0.125N cần sử dụng để pha chế: 0.20 V = = 0.8lít = 800ml 1 0.125 Thí dụ 3: Tính thể tích dung dịch H2SO4 đậm đặc 98%, d1 = 1.84g/ml để pha chế 2 lít dung dịch chuẩn H2SO4 5%, d2= 1g/ml? Cách 1: Áp dụng công thức chuyển đổi từ nồng độ % thành nồng độ mol/l: C% d 10 C = M M Ta có: - Nồng độ mol/lit của dung dịch H2SO4 đậm đặc 98%, d1 = 1.84g/ml là: C1 d1 10 98 1.84 10 C = = = 18.4M 1 M 98 - Nồng độ mol/lit của dung dịch H2SO4 5%, d2= 1g/ml là: C d 10 5 1 10 C = 2 2 = = 0.51M 2 M 98 Từ phƣơng trình cân bằng chất tan: C1 x V1 = C2 x V2 ta có công thức tính thể tích dung dịch H2SO4 đậm đặc 98%, d1 = 1.84g/ml cần dung để pha chế là: C2 V2 0.51 2 V1 = = = 0.0554lit = 55.4ml C1 18.4 Cách 2: Khối lƣợng của 2lít dung dịch chuẩn H2SO4 5% d2= 1g/ml là: 2000ml x 1g/ml = 2000 gam dung dịch Khối lƣợng của chất tan H2SO4 trong 2 lít dung dịch chuẩn H2SO4 5% , d2= 1g/ml là: 2000 x 5% = 100 gam chất tan Thể tích của dung dịch H2SO4 đậm đặc 98%, d1 = 1.84g/ml cần dung để pha chế là: 100 V1 = =55.4ml 98% 1.84 26
  27. Trƣờng hợp 3: Ban đầu có V1 (lít) dung dịch đậm đặc có nồng độ C1 (M). Cần pha chế dung dịch chuẩn có nồng độ C2 (M) từ dung dịch trên. Hãy tính thể tích nƣớc cần sử dụng để pha loãng? Ta có phƣơng trình : C1 x V1 = C2 x V2 Từ đó, suy ra thể tích của dung dịch sau khi pha loãng là: C1 V1 V2 = C2 Thể tích nƣớc cần dùng để pha loãng là: V= V2- V1 Thí dụ 1: Có 10ml dung dịch HCl đậm đặc 11.8M. Cần pha loãng để đƣợc dung dịch HCl 0.5M dùng trong thuỷ phân tinh bột. Hãy tính thể tích của dung dịch HCl 0.5M thu đƣợc và thể tích nƣớc cần dùng để pha loãng? Từ phƣơng trình cân bằng chất tan của dung dịch trƣớc và sau khi pha loãng C1 x V1 = C2 x V2, ta tính đƣợc thể tích của dung dịch sau khi pha loãng là V2 : C1 V1 11.8 10 V2= = = 236 (ml) C2 0.5 Thể tích nƣớc cần sử dụng để pha loãng là : 236- 10 = 226 (ml) Thí dụ 2: Có 100gam dung dịch K3Fe(CN)6 15%. Cần sử dụng dung dịch K3Fe(CN)6 1% để chuẩn độ xác định hàm lƣợng đƣờng khử theo phƣơng pháp Graxianop. Hãy tính thể tích nƣớc thêm vào để pha loãng dung dịch ban đầu? Khối lƣợng chất tan có trong 100gam dung dịch K3Fe(CN)6 15% là: mct = C% x mdd = 100 x 15% = 15 gam Khối lƣợng của dung dịch K3Fe(CN)6 1% sau khi pha loãng là: mct 15 m = x 100 = x 100 = 1500 gam dd C% 1 Khối lƣợng nƣớc cần dùng để pha loãng là m = 1500- 100 = 1400 gam Vậy thể tích nƣớc cần thêm vào dung dịch ban đầu để thu đƣợc dung dịch K3Fe(CN)6 1% là 1400ml hay 1.4 lit nƣớc 3. Trộn các dung dịch 27
  28. Trƣờng hợp 1: Trộn dung dịch thứ nhất có nồng độ C1 (M), thể tích V1 (lít) với dung dịch thứ hai có nồng độ C2 (M), thể tích V2 (lít) thì thu đƣợc dung dịch mới có nồng độ C3, thể tích V3 = V1 +V2. Theo định luật bảo toàn chất tan ta có phƣơng trình sau: C1x V1 + C2 xV2 = C3 x (V1 +V2) Nếu biết 4 trong đại lƣợng của phƣơng trình trên thì ta sẽ tính đƣợc đại lƣợng còn lại cần thiết cho tính toán pha chế dung dịch chuẩn yêu cầu Thí dụ: Trộn 12 ml dung dịch NaOH 0.2M với 150ml dung dịch NaOH 0.05N. Hãy tính nồng độ mol/lit của dung dịch thu đƣợc? Từ phƣơng trình bảo toàn chất tan C1x V1 + C2 xV2 = C3 x (V1 +V2) ta có nồng độ của dung dịch NaOH sau khi trộn là: C1 V1 C2 V2 12 0.2 150 0.05 C = = = 0.06mol/lit 3 V V 12 150 1 2 Trƣờng hợp 2: Trộn dung dịch thứ nhất có nồng độ C1 (%), khối lƣợng Q1 với dung dịch thứ hai có nồng độ C2 (%), khối lƣợng Q2 thì thu đƣợc dung dịch mới có nồng độ C3 (%), khối lƣợng Q3 = Q1 +Q2. Theo định luật bảo toàn chất tan ta có phƣơng trình sau: C1x Q1 + C2 x Q2 = C3 x (Q1 + Q2) Nếu biết 4 trong đại lƣợng của phƣơng trình trên thì ta sẽ tính đƣợc đại lƣợng còn lại cần thiết cho tính toán pha chế dung dịch chuẩn yêu cầu. Các đại lƣợng cùng loại trong công thức phải có cùng thứ nguyên Thí dụ1: Trộn 100 ml dung dịch H2SO4 54%, d1= 1.33g/ml với 500 ml dung dịch H2SO4 14%, d2 = 1.08g/ml . Hãy tính khối lƣợng và nồng độ % của dung dịch thu đƣợc? Khối lƣợng của dung dịch H2SO4 54% là: Q1 = V1 x d1 = 100 x 1.33 = 133gam Khối lƣợng của dung dịch H2SO4 14% là: Q2 = V2 x d2 = 500 x 1.08= 540 gam/lit Khối lƣợng của dung dịch thu đƣợc sau khi phối trộn là Q3 = Q1 + Q2 = 133 + 540 = 673 gam Từ phƣơng trình cân bằng chất tan C1x Q1 + C2 x Q2 = C3 x (Q1 + Q2) ta có nồng độ của dung dịch sau khi trộn là 28
  29. C1 Q1 C2 Q2 54 133 14 540 C3= = = 21.9% Q1 Q2 673 Thí dụ 2: Tại một ca sản xuất sữa đậu nành cứ 200lit dịch sữa đậu nành có nồng độ chất khô 5%, d1= 1.0117kg/l phải phối chế thêm 40 lít dịch xiro đƣờng có nồng độ chất khô 65%, d2= 1.3191kg/l. Hãy tính hàm lƣợng chất khô của dịch sữa đậu nành sau khi pha chế? Khối lƣợng của 200 lit dịch sữa đậu nành là: Q1 = V1 x d1 = 200 x 1.0117= 202.34 kg Khối lƣợng của 40 lít dịch xiro đƣờng là: Q2 = V2 x d2 = 40 x 1.3191= 52.764 kg Hàm lƣợng chất khô của dịch sữa đậu nành sau khi phối chế là: C1 Q1 C2 Q2 5 202.34 65 52.764 C3= = = 17.41% Q1 Q2 202.34 52.764 CÂU HỎI ÔN TẬP CHƢƠNG I 1. Trình bày khái niệm về dung dịch? Cho ví dụ về một dung dịch thực? 2. Thế nào là chất điện li mạnh, chất điện li yếu, chất không điện li? Cho mỗi loại 2 ví dụ và giải thích? 3. Nêu khái niệm đƣơng lƣợng gam của một chất trong phản ứng hoá học? Công thức tính đƣơng lƣợng gam của các chất trong phản ứng trung hoà, phản ứng oxy hoá khử và phản ứng trao đổi? Cho ví dụ minh hoạ? 4. Hãy cân bằng phƣơng trình phản ứng và tính đƣơng lƣợng gam của các chất chính tham gia phản ứng trong các phản ứng sau: H2SO4 + KOH – KHSO4 + H2O H2SO4 + KOH – K2SO4 + H2O Pb(NO3)2 + H2SO4 – PbSO4 + HNO3 Zn(OH)2 + HCl – ZnCl2 + H2O NaHCO3 + HCl – NaCl + CO2 + H2O Na2CO3 + HCl – NaCl + CO2 + H2O NaCl + AgNO3 – AgCl + NaNO3 K2CO3 + BaCl2 – BaCO3 + KCl Zn + CuSO4 – ZnSO4 + Cu 29
  30. H3PO4 + NH3 – (NH4)2HPO4 FeS + HNO3 – Fe(NO3)3 + Fe2(SO4)3 + NO + H2O K2Cr2O7+FeSO4+H2SO4 – K2SO4+Cr2(SO4)3+Fe2(SO)3 + H2O 5. Trình bày khái niệm về pH của dung dịch? Hãy áp dụng tính pH của nƣớc và của dung dịch H2SO4 0.5M? 6. Nêu khái niệm, công thức tính nồng độ % khối lƣợng của dung dịch? Cho ví dụ minh hoạ? 7. Nêu khái niệm, công thức tính nồng độ mol/lit của dung dịch? Cho ví dụ minh hoạ? 8. Nêu khái niệm, ý nghĩa và công thức tính nồng độ đƣơng lƣợng gam/lít? Cho ví dụ và giải thích? 9. Nêu khái niệm và công thức tính độ chuẩn của dung dịch và độ chuẩn theo chất xác đinh? Cho ví dụ và giải thích? 10. Thiết lập mối quan hệ giữa nồng độ mol/lit và nồng độ đƣơng lƣợng? Tính nồng độ mol/lit của dung dịch H2SO4 0.75N khi tham gia phản ứng hoàn toàn với một bazơ mạnh? 11. Thiết lập mối quan hệ giữa nồng độ % khối lƣợng với nồng độ mol/lit và nồng độ đƣơng lƣợng? Tính nồng độ mol/lit của dung dịch HClO4 70%, d=1.67 g/ ml? 12. Thiết lập mối quan hệ giữa độ chuẩn với nồng độ mol/l và nồng độ đƣơng lƣợng?Tính nồng độ mol/lit của dung dịch KMnO4 có độ chuẩn là T = 1.62g/ml? 13. Trình bày nội dung và biểu thức của định luật đƣơng lƣợng? Cho ví dụ áp dụng? 14. Trình bày khái niệm và các điều kiện của chất gốc? Nêu trình tự tiến hành pha chế dung dịch chuẩn khi đã có chất gốc? 15. Thiết lập công thức tính nồng độ mol/lit của dung dịch sau khi pha loãng từ dung dịch đậm đặc? 16. Thiết lập công thức tính nồng độ % khối lƣợng của dung dịch thu đƣợc sau khi phối trộn hai dung dịch cùng loại có nồng độ % khối lƣợng khác nhau? 17. Thiết lập công thức tính nồng độ mol/lit của dung dịch thu đƣợc sau khi phối trộn hai dung dịch cùng loại có mol/lit khác nhau? 18. Trình bày cách tiến hành pha chế 1 lít dung dịch chuẩn molipdat amoni (NH4)6Mo7O24.4H2O 2.5%? 19. Trình bày cách tiến hành pha chế 500ml dung dịch chuẩn natriaxetat NaC2H3O3.3H2O nồng độ 0.05M? 30
  31. 20. Tính toán và nêu trình tự tiến hành pha chế 2 lit dung dịch chuẩn HCl 1.2N từ dung dịch HCl đậm đặc 36.5%, d=1.185g/ml? 21. Tính độ chuẩn của dung dịch KMnO4 theo Fe (TKMnO4/Fe) nếu hoà tan 3.1610 gam KMnO4 thành 1 lít dung dịch, theo phản ứng rút gọn sau: - 2+ + 2+ 3+ MnO4 + 5 Fe + 8H = Mn + 5Fe + 4H2O 22. Trong phòng thí nghiệm thƣờng sử dụng dung dịch HCl để chuẩn độ xác định nồng độ của dung dịch NaOH sau khi pha chế. Kết quả chuẩn độ nhƣ sau: Chuẩn độ 20ml dung dịch NaOH tiêu tốn 18.9ml dung dịch HCl 0.001M. Hãy xác định nồng độ mol/lit và nồng độ đƣơng lƣợng của dung dịch NaOH đó? Tính thể tích dung dịch HCl đậm đặc 36.5%, d= 1.185g/ml để pha chế 1 lit dung dịch chuẩn HCl dùng cho chuẩn độ? 23. Tính nồng độ mol/lit của dung dịch NH3 28%, d=0.898g/ml? Cần lấy bao nhiêu ml NH3 đậm đặc để pha chế 1 lít dung dịch NH3 có nồng độ % khối lƣợng 1.7%? 24. Hoà tan 1,5 gam quặng sắt thành dung dịch và khử toàn bộ Fe3+ có trong dung 2+ thành Fe . Chuẩn độ dung dịch đó bằng dung dịch KMnO4 có độ chuẩn theo Fe là 5.585g/ml thì tiêu tốn hết 105 ml. Hãy tính hàm lƣợng Fe trong quặng? 25. Tính độ chuẩn của dung dịch NaOH, biết rằng độ TNaOH/HCl = 0.03165gam/ml ? Tính nồng độ mol/lit của dung dịch NaOH? 26. Để phản ứng hết với 25ml dung dịch axit oxalic chứa 6.3 gam H2C2O4.2H2O trong 1 lit dung dịch, ngƣời ta phải dùng 20.18ml dung dịch NaOH. Hãy tính nồng độ mol/lit của dung dịch NaOH đó? 31
  32. CHƢƠNG II CÁC PHẢN ỨNG DÙNG TRONG PHÂN TÍCH HOÁ HỌC I. Tốc độ của phản ứng hoá học 1. Khái niệm tốc độ phản ứng Trong các phản ứng hoá học thƣờng xảy ra nhanh hay chậm khác nhau, ta nói các phản ứng đó có tốc độ khác nhau Tốc độ của phản ứng hoá học đƣợc biểu diễn bằng sự biến thiên nồng độ của chất tham gia hoặc tạo thành trong phản ứng trong một đơn vị thời gian. C C1 C2 v = (2.1) t t1 t2 Phƣơng trình (2.1) là phƣơng trình biểu diễn tốc độ của phản ứng Trong đó: v: Tốc độ của phản ứng hoá học C: Sự biến thiên nồng độ của chất tham gia phản ứng hoặc chất tạo thành sau phản ứng t: Thời gian xảy ra sự biến thiên nồng độ của chất tham gia hoặc tạo thành trong phản ứng C1: Nồng độ của chất tham gia hoặc tạo thành tại thời điểm khảo sát t1 C2: Nồng độ của chất tham gia hoặc tạo thành tại thời điểm khảo sát t2 Dấu + hoặc - để tốc độ của phản ứng hoá học luôn lấy giá trị dƣơng 2. Định luật tác dụng khối lượng Ở một nhiệt độ xác định, tốc độ của phản ứng tỷ lệ thuận với tích các nồng độ của các chất tham gia phản ứng với luỹ thừa thích hợp Với phản ứng tổng quát: nA + mB = pC + qD n m v = k C A C B (2.2) (2.2) là phƣơng trình của định luật tác dụng khối lƣợng Trong đó: v: Tốc độ của phản ứng k: Hằng số tốc độ phản ứng. Đại lƣọng K chỉ phụ thuộc vào các chất tham gia phản ứng và nhiệt độ mà không phụ thuộc vào nồng độ của các chất tham gia phản ứng 32
  33. CA: Nồng độ của chất A CB : Nồng độ của chất B m: Hệ số của chất A trong phƣơng trình phản ứng n: Hệ số của chất B trong phƣơng trình phản ứng 3. Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng hoá học Có nhiều yếu tố ảnh hƣởng đến tốc độ của phản ứng hoá học: nhiệt độ, nồng độ, áp suất, chất xúc tác, - Ảnh hƣởng của nhiệt độ: Phần lớn trong các phản ứng hoá học khi nhiệt độ tăng thì tốc độ phản ứng tăng lên. - Ảnh hƣởng của nồng độ: Nói chung khi tăng nồng độ của chất tham gia phản ứng thì tốc độ của phản ứng tăng lên - Ảnh hƣởng của chất xúc tác: Chất xúc tác là những chất có thể làm thay đổi tốc độ của phản ứng. Có 2 loại chất xúc tác: Chất xúc tác dƣơng làm tăng tốc độ của phản ứng, chất xúc tác âm làm giảm tốc độ của phản ứng II. Cân bằng hoá học và hoạt độ 1. Khái niệm về cân bằng hoá học Cân bằng hoá học là trạng thái cơ bản hoá học (hay trạng thái cơ hoá học) của các chất trong phản ứng thuận nghịch khi tốc độ của phản ứng thuận bằng tốc độ của phản ứng nghịch Các phản ứng hoá học sẽ kết thúc khi cân bằng giữa các chât tham gia phản ứng và các chất tạo thành sau phản ứng đƣợc thiết lập. Khi một phản ứng đạt trạng thái cân bằng thì nồng độ các chất tham gia phản ứng ở thời điểm đó đƣợc gọi là nồng độ cân bằng. 2. Phương trình hằng số cân bằng và hoạt độ Xét phản ứng thuận nghịch sau: nA + mB + pC + qD + Trong đó: A, B, C, D, là những phần tử không mang điện tích Áp dụng định luật tác dụng khối lƣợng đối với cân bằng trên, ta có: n m p q vt = k1.[A] . [B] = vn = k2.[C] . [D] 33
  34. p q k1 [C] .[D] Suy ra: n m KC (2.3) k2 [A] .[B] (2.3) là phƣơng trình hằng số cân bằng nồng độ Trong đó: KC: gọi là hằng số cân bằng nồng độ. Đại lƣợng này không phụ thuộc vào nồng độ ban đầu của các chất mà chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ, môi trƣờng của dung dịch và lực ion [A], [B], [C], [D] là nồng độ của các chất A, B, C, D ở trạng thái cân bằng Đối với các cân bằng xảy ra trong dung dịch, các phân tử tham gia và tạo thành sau phản ứng thƣờng phân ly ra thành các ion mang điện tích. Khi đó, giữa các ion tích điện xảy ra sự tƣơng tác tĩnh điện làm thay đổi nồng độ của chúng một chút. Để hiệu chỉnh sự sai lệch đó ngƣời ta đã đƣa ra khái niệm hoạt độ Hoạt độ của một chất i, ký hiệu ai: ai = fi . Ci Trong đó, Ci là nồng độ của chất i fi là hệ số hoạt độ của chất i. Đại lƣợng fi phụ thuộc vào lực ion à của dung dịch. Lực ion à của dung dịch biểu thị tƣơng tác tĩnh điện giữa các ion trong dung dịch: i 1 2 2 Z 2 .C à = (Z1 . C1 + Z2 . C2 + ) =  i i 2 i 1 Trong đó: Zi là điện tích của các ion i trong dung dịch Ci là nồng độ của các ion i trong dung dịch Trƣờng hợp A, B, C, D là các phần tử mang điện tích thì trong phƣơng trình hằng số cân bằng nồng độ (2.3) phải thay các nồng độ ở trạng thái cân bằng bởi đại lƣợng hoạt độ nhƣ sau: p q aC .aD KC n m (2.3’) aA .aB 3. Cân bằng trong nước Trong hoá học phân tích, đa số các phản ứng đều xảy ra trong dung môi nƣớc. Nƣớc là một chất điện ly yếu, nó phân ly theo phƣơng trình sau: + - H2O + H2O = H3O + OH Để đơn giản thƣờng viết: 34
  35. + - H2O H + OH Phƣơng trình hằng số cân bằng của phản ứng phân ly trên là: [H ].[OH ] KC [H 2O] Nƣớc phân ly rất ít, trong 1 lit nƣớc ở 25º chỉ có 10-7 mol phân ly nên số mol phân tử nƣớc [H2O] trong 1 lit nƣớc là: 1000 [H O] = = 55.56mol/lit= const 2 18 Từ phƣơng trình (2.4) ta có: K . [H O] = [H+] . [OH -] = K (2.4) C 2 H 2 O KH O đƣợc gọi là tích số ion của nƣớc. Đại lƣợng này chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ, không phụ thuộc vào nồng độ của ion H+ và OH – -14 + - -7 Ở 25˚C, KH O = 10 , [H ] = [OH ] = 10 III. Phản ứng axit-bazơ 1. Một sô khái niệm a. Khái niệm về axit-bazơ Có nhiều định nghĩa về axit, bazơ. Trƣớc đây, thƣờng dùng định nghĩa axit, bazơ của Arrhenius. Theo định nghĩa này, axit là chất khi hoà tan trong nƣớc phân li thành ion H+ và anion mang điện tích âm; còng bazơ là chất khi tan vào nƣớc phân li thành ion OH- và cation mang điện tích dƣơng Định nghĩa của Arrhenius không tổng quát vì chỉ áp dụng đối với một số loại chất và khi dung môi là nƣớc. Vì vậy, hiện nay thƣờng sử dụgn định nghĩa của J.N.Bronsted, do nhà bác học ngƣời Đan Mạch đƣa ra năm 1923 nhƣ sau: Axit là chất có khả năng cho proton và bazơ là chất có khả năng nhận proton. Mỗi axit sau khi cho một proton trở thành một bazơ liên hợp với axit đó. Một cặp axit-bazơ liên hợp thƣờng đƣợc biểu diễn bằng hệ thức sau: + Axit Bazơ + H Thí dụ : Một số cặp axit- bazơ liên hợp Axit Bazơ liên hợp Cặp axit-bazơ liên hợp HF F- + H+ HF/F- 35
  36. - + - CH3COOH CH3COO + H CH3COOH/CH3COO + + + NH4 NH3 + H NH4 /NH3 - + - H2S HS + H H2S/HS HS- S2- + H+ HS-/S2- Proton không tôn tại ở trạng thái tự do. Vì vậy, một chất chỉ thể hiện rõ tính chất axit hay bazơ trong dung môi có khả năng nhận hay cho proton. Nƣớc là một dung môi vừa có khả năng cho vừa có khả năng nhận proton nên các chất có khả năng thể hiện tính axit hay bazơ trong nƣớc: + Axit + H2O Bazơ + H3O - Bazơ + H2O Axit + OH Thí dụ : Một số chất thể hiện tính axit, bazơ trong nƣớc + - NH3 + H2O NH4 + OH - + HF + H2O F + H3O - + CH3COOH + H2O CH3COO + H3O + NH4 + H2O NH3 + H3O - - CH3COO + H2O CH3COOH + OH - - CN + H2O HCN + OH 2- - - HPO4 + H2O H2PO4 + OH 2- 3- + HPO4 + H2O PO4 + H3O Đơn axit: là những axit khi hoà tan vào dung môi chỉ cho dung môi một proton + Thí dụ: HCl, CH3COOH, NH4 , HCl Cl- + H+ - + CH3COOH CH3COO + H + + NH4 NH3 + H Đơn bazơ: là những bazơ khi hoà tan vào dung môi chỉ nhận của dung môi một proton - Thí dụ: KOH, NH3, CN , KOH K+ + OH- + - NH3 + H2O NH4 + OH - - CN + H2O HCN + OH 36
  37. Đa axit: là những axit khi hoà tan vào dung môi có khả năng cho dung môi từ 2 proton trở lên Thí dụ : H3PO4, H2SO4, H2S, - + H3PO4 H2PO4 +H - 2- + H2PO4 HPO4 + H - 3- + HPO4 PO4 + H Đa bazơ là những bazơ khi hoà tan vào dung môi có khả năng nhận của dung môi từ 2 proton trở lên 3- 2- 2- Thí dụ: PO4 , S , CO3 2- - - CO3 + H2O HCO3 + OH - - HCO3 + H2O H2CO3 + OH b. Phản ứng axit-bazơ Phản ứng axit-bazơ thực chất là phản ứng trao đổi proton giữa một axit là chất cho proton và một bazơ là chất nhận proton Thí dụ: HCl + NaOH NaCl + H2O HCl = H+ + Cl- NaOH = OH- + Na+ + - H + OH H2O 2NH3 + H2SO4 (NH4)2SO4 + 2- H2SO4 = 2H + SO4 + + 2NH3 + 2H 2NH4 c. Cƣờng độ axit và bazơ. Hằng số axit Ka, hằng số bazơ Kb Một axit đƣợc hoà tan trong nƣớc sẽ nhƣờng proton cho nƣớc theo phƣơng trình sau: + A + H2O B + H3O (a) Trong đó: A là dạng axit B là dạng bazơ liên hợp với A + H3O chỉ proton bị hidrat hoá và đƣợc gọi là hidroni hoặc oxoni Phƣơng trình hằng số cân bằng nồng độ viết cho phản ứng (a) nhƣ sau: 37
  38. [B] [H O ] K = 3 [A] [H 2O] Nồng độ của H2O rất lớn so với nồng độ cân bằng của các ion và phân tử khác trong dung dịch nên có thể coi [H2O] không thay đổi và có thể viết : [B] [H3O ] K [H O] K (2.5) 2 [A] a Axit càng mạnh thì khi hoà tan vào nƣớc nhƣờng càng nhiều proton cho H2O, nồng độ + cân bằng của [H3O ], [B] càng lớn còn [A] càng nhỏ nên Ka càng lớn Ka : gọi là hằng số axit. Đại lƣợng này đặc trƣng cho cƣờng độ của axit, Ka càng lớn thì axit càng mạnh. Để tiện cho việc tính toán, thƣờng dùng pKa = -lgKa thay cho Ka Đối với những axit mạnh, phân ly hoàn toàn trong nƣớc nên [A] 0 tức Ka = +∞ -5 Thí dụ1: Cho axit axetic CH3COOH có Ka = 1,74.10 và axit xianhiđric HCN có Ka = -10 6,2. 10 . Hay tính pKa của hai axit đó và so sánh cƣờng độ của hai axit -5 Đối với axit axetic CH3COOH, Ka1 = 1,74.10 nên pKa1 của axit axetic đó là: -5 pKa1 = -lg(1,74.10 ) = 4,67 -10 Axit xianhiđric HCN có Ka2 = 6,2. 10 nên pKa2 là: -10 pKa2 = -lg(6,2.10 ) = 9.21 Ka1 > Ka2 nên axit axetic CH3COOH mạnh hơn axit xianhiđric HCN Một bazơ khi hoà tan trong nƣớc sẽ nhận proton của nƣớc theo phƣơng trình sau: - B + H2O A + OH (b) Phƣơng trình hằng số cân bằng nồng độ viết cho cân bằng (b) nhƣ sau: [A] [OH ] K = [B] [H 2O] Lập luận tƣơng tự, nồng độ của H2O rất lớn so với nồng độ cân bằng của các ion và phân tử khác trong dung dịch nên có thể coi [H2O] không thay đổi và có thể viết : [A] [OH ] K [H O] = = K (2.6) 2 [B] b Bazơ càng mạnh tức là có khả năng nhận nhiều proton của nƣớc. Khi đó, cân bằng (b) chuyển dịch về phía phải nên [A], [OH] càng lớn và [B] càng nhỏ. Do đó, nếu bazơ càng mạnh thì Kb càng lớn Kb: gọi là hằng số bazơ, đặc trƣng cho cƣờng độ của bazơ.Kb càng lớn thì bazơ càng mạnh và ngƣợc lại. 38
  39. Để thuận tiện cho tính toán, thƣờng sử dụng pKb = -lg kb Đối với bazơ mạnh, phân ly hoàn toàn trong nƣớc coi Kb = +∞ - Thí dụ2 : NH3 có pKb = 4.75, CH3COO có pKb = 9.25. Hãy cho biết bazơ nào mạnh hơn? pKb = - lgKb nên Kb càng lớn thì pKb càng nhỏ và ngƣợc lại. Vì vậy, bazơ càng mạnh tức có Kb lớn thì pKb càng nhỏ và bazơ càng yếu tức Kb càng nhỏ thì pKb càng lớn. - Nhƣ vậy, NH3 có pKb1 = 4.75 < pKb2 = 9.25 của CH3COO nên NH3 có tính bazơ - mạnh hơn CH3COO Trong dung dịch nƣớc, các đa axit và đa bazơ phân ly lần lƣợt theo từng nấc, nấc sau yếu hơn nấc trƣớc và mỗi nấc có một hằng số axit, hằng số bazơ tƣơng ứng Thí dụ 3 : H3PO4 là một đa axit, phân li theo 3 nấc và có 3 hằng số axit là K1, K2, K3 tƣơng ứng với từng nấc nhƣ sau: - + H3PO4 + H2O H2PO4 + H3O pK1 = 2.12 - 2- + H2PO4 + H2O HPO4 + H3O pK2 = 7.21 2- 3- + HPO4 + H2O PO4 + H3O pK3 = 12.36 3- Thí dụ 4: PO4 là một đa bazơ, phân ly lần lƣợt theo 3 nấc sau: 3- 2- - PO4 + H2O HPO4 + OH pK1= 1.64 2- - - HPO4 + H2O H2PO4 + OH pK2= 6.79 - - H2PO4 + H2O H3PO4 + OH pK3 = 11.88 d. Quan hệ giữa hằng số axit và hằng số bazơ của một cặp axit-bazơ liên hợp Giả sử có A là một axit, B là bazơ liên hợp với A. Khi đó cặp axit-bazơ liên hợp A/B đƣợc biểu diễn trong cân bằng sau: + A + H2O B + H [B] [H ] K = a [A] [A] [OH ] K = b [B] Xét tích : [B] [H ] + - Ka .Kb = . = [H ].[OH ] = KH O (2.7) [A] 2 Hoặc pKa + pKb = pK H O (2.7’) 39
  40. Ở 25 ºC, K = 10-14 hay pK = 14 nên K .K = 10-14 H 2 O H O a b và pKa + pKb = 14 Nhƣ vậy, khi biết Ka của một cặp axit/bazơ liên hợp ta có thể tính đƣợc Kb và ngƣợc lại -9.4 Thí dụ1: Cho axit HCN có Ka = 10 . Tính Kb của dạng bazơ liên hợp với axit xianhiđric HCN? HCN CN- + H+ - HCN/CN là cặp axit/bazơ liên hợp nên hằng số Kb(CN ) là: -14 Ka . Kb = 10 10 14 14 10 -4.6 Suy ra Kb = = 9.4 = 10 K a 10 + Thí dụ 2: Cho NH3 có pKb = 4.75. Tính hằng số axit của NH4 ? + - NH3 + H2O NH4 + OH + NH4 và NH3 là một cặp axit/bazơ liên hợp nên ta có: pK + pK = 14 a(NH 4 ) b(NH 3 ) Suy ra, pKa(NH ) = 14- pKb(NH ) = 14- 4.75= 9.25 + -9.25 Vậy hằng số axit của NH4 là: Ka(NH ) = 10 e. Phƣơng trình bảo toàn proton Phƣơng trình bảo toàn proton của một dung dịch axit-bazơ là phƣơng trình biểu diễn sự trao đổi proton của các axit, bazơ có trong dung dịch đó qua các nồng độ cân bằng của các cấu tử trong dung dịch nhƣ sau: số mol proton các axit cho luôn bằng số mol proton các bazơ nhận Thí dụ 1: Phƣơng trình bảo toàn Proton của nƣớc nguyên chất Trong nƣớc nguyên chất chỉ có một cân bằng sau: + - H2O + H2O H3O + OH + - Số mol proton nƣớc nhận là [H3O ] bằng số mol proton nƣớc cho [OH ] nên phƣơng trình bảo toàn proton là: + - [H3O ] = [OH ] 40
  41. Thí dụ 2: Xét dung dịch HCl nồng độ C (mol/lit) Trong dung dịch gồm HCl và H2O nên tồn tại đồng thời 2 cân bằng sau: + – HCl + H2O H3O + Cl + – H2O + H2O H3O + OH Số mol proton nƣớc nhận bằng số mol proton HCl và nƣớc cho nên: + – - - [H3O ] = [Cl ] + [OH ] = C + [OH ] Thí dụ 3: Xét dung dịch NH3 Trong dung dịch gồm H2O và NH3 nên tồn tại đồng thời cả 2 cân bằng sau: + – NH3 + H2O NH4 + OH + – H2O + H2O H3O + OH Phƣơng trình cân bằng proton trong dung dịch là: - + + [OH ] = [NH4 ] + [H3O ] 2. pH của dung dịch hệ đơn axit - bazơ trong nước Để tính pH của các dung dịch hệ axit, bazơ trong nƣớc cần biết các quá trình trao đổi proton xảy ra trong dung dịch rồi dựa vào phƣơng trình bảo toàn proton , phƣơng trình biểu diễn các hằng số axit, hằng số bazơ và phƣơng trình bảo toàn khối lƣợng của + các cấu tử trong dung dịch để thiết lập phƣơng trình cho nồng độ cân bằng của ion H3O a. pH của dung dịch đơn axit mạnh Một số đơn axit mạnh thƣờng gặp là HCl, HBr, HI, HCN, HClO4, Giả sử có đơn axit mạnh HA, nồng độ CA . Khi đó, trong dung dịch tồn tại 2 cân bằng sau: - + HA + H2O A + H3O + – H2O + H2O H3O + OH + + Để đơn giản hoá, ta thay H3O bằng H , nên biểu diễn 2 cân bằng trên nhƣ sau: HA A- + H+ - + H2O OH + H Phƣơng trình bảo toàn proton của dung dịch: + – – - [H ] = [A ] + [OH ] = CA + [OH ] (1) 41
  42. K H 2 O Mặt khác: [OH - ] = (2) [H ] Thay (2) vào (1) ta có phƣơng trình sau: + [H ] = CA + (2.8) Hoặc [H+]2 – C . [H+] - K = 0 (2.8’) A H 2 O Phƣơng trình (2.8’) là phƣơng tình tổng quát để tính nồng độ cân bằng của ion H+ của dung dịch đơn axit mạnh bất kỳ. -7 – Trong trƣờng hợp CA tƣơng đối lớn hơn so với 10 M thì có thể bỏ qua [OH ] + cạnh CA trong phƣơng trình (1), tức là [H ] = CA -8 - Trƣờng hợp CA tƣơng đối nhỏ hơn so với 10 M thì có thể bỏ qua CA cạnh [OH ] của nƣớc và coi [H+] = K = 10-7, tức pH = 7 ở 25˚C H 2O Thí dụ 1: Tính pH của dung dịch HCl 0.1M? Trong dung dịch tồn tại các cân bằng sau: HCl H+ + Cl – + – H2O H + OH - -1 - + CA = [Cl ] = 10 rất lớn hơn so với [OH ] nên có thể bỏ qua [H ] do nƣớc phân ly ra + -1 nên [H ] = CA = 10 Vậy pH của dung dịch HCl 0.1M là: pH = -lg([H+]) = 1 Thí dụ 2: Tính pH của dung dịch HNO3 ở 25˚C trong các trƣờng hợp có nồng độ sau: -5 -7 -8 -10 10 , 10 M, 10 M, 10 ? Trong dung dịch tồn tại các cân bằng sau: + – HNO3 H + NO3 + – H2O H + OH -5 -7 - Trƣờng hợp CA = 10 tƣơng đối lớn so với 10 nên có thể bỏ qua [OH ] do nƣớc phân - + -5 ly ra bên cạnh [NO3 ]. Do đó, [H ] = CA = 10 , pH = 5 -7 Trƣờng hợp CA = 10 , phải thay vào phƣơng trình (2.8’).Khi đó, ta đƣợc phƣơng trình bậc 2 đối với biến [H+]: [H+]2 – 10-7. [H+] – 10-14 = 0 42
  43. Giải phƣơng trình thu đƣợc [H+] = 1,26. 10-7nên pH = 6.79 -8 Trƣờng hợp CA = 10 , tƣơng tự thay vào phƣơng trình (2.8’), ta có: [H+]2 – 10-8. [H+] – 10-14 = 0 Giải phƣơng trình đƣợc [H+] = 10 – 6.91 nên pH = 6.91 -10 -7 Trƣờng hợp CA = 10 rất nhỏ hơn so với 10 nên có thể bỏ qua CA bên cạnh [OH - ] do nƣớc phân ly ra tức [H+] = [OH - ] = 10-7 nên pH = 7 Thí dụ 3: Cho 500ml NaOH 0.1M phản ứng với 1000ml HCl 0.1M? Tính pH của dung dịch sau phản ứng? Số mol NaOH có trong 500ml dung dịch: 0.1 0.5 = 0.05mol Số mol HCl có trong 1 lit dung dịch là : 0.1 1 = 0.1mol Phƣơng trình phản ứng: NaOH + HCl = NaCl + H2O Ban đầu 0.05mol 0.1mol Phản ứng 0.05mol 0.05mol Sau phản ứng 0mol 0.05mol Nồng độ của HCl khi phản ứng kết thúc là: 0.05 C = x 1000 = 0.033M M 1500 Nhƣ vậy, môi trƣờng dung dịch sau phản ứng là môi trƣờng axit mạnh, đƣợc quyết định bởi dung dịch HCl 0.033M. -7 Đối với môi trƣờng dung dịch chứa axit mạnh HCl nồng độ CA= 0.033M >>10 nên áp dụng công thức tính pH cho dung dịch này là: + pH= - lg[H ] = - lgCA = 1.5 b. pH của dung dịch đơn bazơ mạnh Giả sử có dung dịch đơn bazơ mạnh B (ví dụ: KOH, NaOH) có nồng độ CB. Khi đó, trong dung dịch gồm các cân bằng sau: + – B + H2O BH + OH + – H2O H + OH Phƣơng trình bảo toàn proton trong dung dịch là: + + - + [BH ] + [H ] = [OH ] = CB + [H ] 43
  44. K H 2 O Mặt khác, [OH - ] = nên thay vào phƣơng trình trên ta có: [H ] + CB + [H ] = (2.9) Hoặc [H+]2 + C . [H+] - K = 0 (2.9’) B H 2 O Phƣơng trình (2.9’) là phƣơng trình tổng quát để tính nồng độ cân bằng của ion [H+] trong bất kỳ dung dịch đơn bazơ nào. -7 + Trƣờng hợp CB lớn hơn đáng kể so với 10 M thì có thể bỏ qua [H ] do nƣớc phân - ly bên cạnh CB nên CB = [OH ]. Khi đó: K K H2 O H2 O + [H ] = = [OH ] [CB ] -8 + Trƣờng hợp CB nhỏ hơn đáng kể so với 10 M thì có thể bỏ qua CB cạnh [H ] nên ta có [H+] = K H 2O Thí dụ 1: Tính pH của dung dịch KOH 0.01N? Trong dung dịch tồn tại các cân bằng sau: KOH K+ + OH – + – H2O H + OH -2 -7 + + CB = 0.01M = 10 lớn hơn đáng kể so với 10 nên có thể bỏ qua [H ] bên cạnh [BH ] + - nên [BH ] = [OH ] = CB . Suy ra: 14 K H O 10 + 2 -12 [H ] = = = 2 = 10 CB 10 Vậy pH = 12 Thí dụ 2: Tính pH của dung dịch NaOH trong một số trƣờng hợp nồng độ CB nhƣ sau: 10 -7, 10-8? Trong dung dịch tồn tại 2 cân bằng sau: NaOH Na+ + OH – + – H2O H + OH 44
  45. -7 Trƣờng hợp CB = 10 , thay vào phƣơng trình (2.9’) ta đƣợc phƣơng trình bậc 2 đối với biến [H+]: [H+]2 + 10-7. [H+] - K = 0 H 2 O -14 + -8 Thay KH O = 10 và giải phƣơng trình thu đƣợc [H ] = 6,28 . 10 nên pH = 7.21 -8 -14 Trƣờng hợp CB = 10 , KH O = 10 thay vào phƣơng trình (2.9’), ta đƣợc: [H+]2 + 10-8. [H+] – 10-14 = 0 Giải phƣơng trình ta thu đƣợc [H+] = 9,5. 10-8 nên pH = 7.02 Thí dụ 3: Cho 150ml NaOH 0.5M vào 100ml dung dịch HCl 0.1M. Hãy tính pH của dung dịch này? Khi trộn 2 dung dịch đó vào nhau thì sẽ xảy ra phản ứng: NaOH + HCl = NaCl + H2O Số mol của NaOH trong 150ml dung dịch trƣớc phản ứng là: 0.150 0.5 = 0.075mol Số mol của HCl trong 100ml dung dịch trƣớc phản ứng là: 0.100 0.1= 0.01mol Theo phƣơng trình, số mol NaOH tham gia phản ứng bằng số mol HCl tham gia phản ứng nên khi kết thúc phản ứng còn dƣ NaOH. Số mol NaOH dƣ sau phản ứng là: 0.075 – 0.01= 0.065mol Vậy môi trƣờng dung dịch sau phản ứng đƣợc quyết định bởi bazơ mạnh NaOH. Nồng độ của dung dịch NaOH sau phản ứng là: 0.065 C = 1000 = 2,6 . 10 -1M M 250 -1 Dung dịch bazơ mạnh NaOH sau phản ứng có CB = 2,6 . 10 M rất lớn hơn so với 10 -7 nên pH của dung dịch là: - -1 [OH ] = CB = 2,6 . 10 M Suy ra: pH = 14 + lgCB = 14 – 0.59= 13.41 c. pH của dung dịch đơn axit yếu Giả sử có dung dịch đơn axit yếu trong dung môi nƣớc HA nồng độ CA. Khi đó, trong dung dịch tồn tại các cân bằng sau đây: HA H+ + A – 45
  46. + – H2O H + OH Phƣơng trình bảo toàn proton đối với dung dịch này là: [H+] = [A - ] + [OH - ] (1) Phƣơng trình bảo toàn khối lƣợng: - CA = [HA] + [A ] (2) Phƣơng trình hằng số cân bằng axit của HA : [H ].[A ] K = (3) a [HA] Từ (1) suy ra: [A - ] = [H+] – [OH - ] - + - Từ (2) suy ra: [HA ] = CA – [A ] = CA – [H ] + [OH ] Thay [A - ] và [HA] vào phƣơng trình (3), ta thu đƣợc phƣơng trình sau: [H ]2 [H ].[OH ] Ka = (2.10) C A [H ] [OH ] Phƣơng trình (2.10) là phƣơng trình tổng quát để tính nồng độ cân bằng của ion [H+] K H2 O trong dung dịch một đơn axit yếu bất kỳ. Song, khi thay [OH - ] = vào phƣơng [H ] trình (2.10) để tính [H+] thì sẽ thu đƣợc phƣơng trình bậc 3 đối với ẩn [H+], phƣơng trình bậc 3 này không có cách giải tổng quát, Vì vậy, trong thực tế thƣờng đơn giản hóa thành phƣơng trình bậc 2 bằng cách bỏ qua những nồng độ nhỏ bên cạnh những nồng độ lớn. Một số trƣờng hợp đơn giản hoá nhƣ sau: Nếu [OH - ] rất nhỏ so với [H+] thì có thể bỏ qua [OH - ] bên cạnh [H+] có nghĩa là bỏ qua cân bằng của nƣớc trong dung dịch. Khi đó (2.10) trở thành: [H ]2 Ka = (2.11) C A [H ] + 2 + Hoặc: [H ] + Ka . [H ] – Ka . CA = 0 (2.11’) Giải phƣơng trình bậc hai (2.11’)đối với ẩn [H+] thu đƣợc kết quả. Sau đó, phải kiểm tra lại xem [H+] có thật sự rát lớn hơn so với [OH - ] + - Nếu [H ] rất nhỏ so với CA, có nghĩa là HA phân ly không đáng kể và [OH ] rất + + - + nhỏ so với [H ] thì có thể bỏ qua [H ] cạnh CA, [OH ] cạnh [H ]. Khi đó, phƣơng trình (2.10) trở thành: 46
  47. [H ]2 Ka = (2.12) C A + Hoặc [H ] = K a .C A (2.12’) 1 1 Suy ra pH = pKa - lgCA (2.13) 2 2 Thí dụ 1: Tính pH của dung dịch CH3COOH 0.1M? Biết pKa = 4.75 Trong dung dịch tồn tại 2 cân bằng sau: - + CH3COOH CH3COO + H - + H2O OH + H -1 CA = 0.1M = 10 M + Giả sử [H ] rất nhỏ so với CA và bỏ qua sự phân ly của nƣớc. Khi đó, pH của dung dịch đƣợc tính theo công thức (2.13): 4.75 -1 pH = pKa - lgCA = - lg(10 ) = 2.87 2 Suy ra [H+] = 10-2.87, [OH-] = 10-11.13 + + – Rõ ràng, CA rất lớn hơn so với [H ] và [H ] rất lớn hơn so với [OH ] nên có thể áp dụng công thức (2.13) để tính pH của dung dịch và pH = 2.87 + Thí dụ 2: Tính pH của dung dịch muối amoni NH4 0.1M? Biết NH3 có pKb = 4.75 + NH4 là axit liên hợp với NH3 vì: + + NH4 + H2O NH3 + H3O K 14 H 2O 10 + 9.25 Nên hằng số axit của NH4 là Ka = K = 4.75 = 10 b(NH3 ) 10 + Trong dung dịch NH4 tồn tai các cân bằng sau: + + NH4 NH3 + H - + H2O OH + H -1 CA = 0.1M = 10 M , Ka = 10 + - + Giả sử CA rất lớn so với [H ] và [OH ] rất nhỏ so với [H ]. Khi đó, có thể áp dụng công thức (2.13) để tính pH của dung dịch đơn axit yếu: 47
  48. 1 1 9.25 -1 pH = pKa - lgCA = - lg(10 ) = 5.13 2 2 2 Suy ra, [H+] = 10 – 5.13 và [OH - ] = 10 – 8.87 . + - Rõ ràng rằng CA >> [H ] >> [OH ] nên việc áp dụng công thức (2.13) để tính pH của dung dịch này là hợp lý – 3 Thí dụ 3: Tính pH của dung dịch axit Salixilic 10 M? Biết axit này có pKa = 3 Trong dung dịch tồn tại các cân bằng sau: - + C6H4OHCOOH C6H4OHCOO + H - + H2O OH + H – 3 CA = 10 M, pKa = 3 + - + Giả sử CA rất lớn so với [H ] và [OH ] rất nhỏ so với [H ]. Khi đó, có thể áp dụng công thức (2.13) để tính pH của dung dịch đơn axit yếu: 3 -3 pH = pKa - lgCA = - lg(10 ) = 3 2 + – 3 – 3 + Suy ra [H ] = 10 mà CA = 10 nên giả sử CA rất lớn so với [H ] không đúng. Vì + vậy không thể bỏ qua [H ] bên cạnh CA tức axit salixilic phân ly khá mạnh nên không thể áp dụng công thức (2.13) để tính pH của dung dịch Giả sử [H+] rất lớn so với [OH - ], có nghĩa là bỏ qua sự cân bằng của nƣớc trong dung dịch. Khi đó có thể áp dụng phƣơng trình (2.11’) để tính pH của dung dịch: + 2 + [H ] + Ka . [H ] – Ka . CA = 0 – 3 – 3 Thay Ka = 10 , CA = 10 và giải phƣơng trình ta đƣợc kết quả sau: [H+] = 6,2. 10 – 4 Suy ra, [OH - ] = 10 – 10.79 . Nhƣ vậy rõ ràng [H+] >> [OH - ] nên có thể bỏ qua [OH - ] bên cạnh [H+] và áp dụng công thức (2.11’) để tính pH của dung dịch. Vậy pH của dung dịch đó là pH = -lg(6,2. 10 - 4) = 3.21 48
  49. d. pH của dung dịch đơn bazơ yếu Giả sử hoà tan một bazơ yếu B có nồng độ CB vào nƣớc. Khi đó, trong dung dịch tồn tại các cân bằng sau: + – B + H2O BH + OH + – H2O H + OH Phƣơng trình cân bằng proton trong dung dịch: [BH+] + [H+] = [OH - ] (1) Phƣơng trình bảo toàn khối lƣợng: + CB = [B] + [BH ] (2) Phƣơng trình hằng số bazơ của bazơ B: [BH ].[OH ] Kb = B Từ phƣơng trình (1) suy ra: [BH+] = [OH - ] - [H+] + - + Từ phƣơng trình (2) suy ra: [B] = CB - [BH ] = CB – [OH ] + [H ] Thay [BH+] và [B] vào phƣơng trình (3), ta có: [OH ]([OH ] [H ]) Kb = (2.14) CB [OH ] [H ] K H 2O Với [OH - ] = thay vào phƣơng trình (2.14) ta đƣợc phƣong trình bậc 3 đối [H ] với biến [H+]. Đó là phƣơng trình tổng quát để xác định pH của một dung dịch đơn bazơ yếu bất kỳ nhƣng phƣơng trình bậc 3 dạng đầy đủ không có cách giải đơn giản nên trong thực tế khi tính toán pH của dung dịch thƣờng đơn giản hoá bằng cách bỏ qua các đại lƣợng nhỏ bên cạnh các đại lƣợng lớn hơn. Cụ thể gồm một số trƣờng hợp sau: Trƣờng hợp bazơ yếu nên có thể bỏ qua [H+] bên cạnh [OH - ], tức là bỏ qua [OH-] do nƣớc phân ly. Khi đó, phƣơng trình (2.14) đơn giản hoá thành: [OH ]2 Kb = (2.14’) CB [OH ] - 2 - Hoặc : [OH ] + Kb [OH ] – Kb .CB = 0 (2.15) (2.15) là phƣơng trình bậc hai đối với [OH - ]. Giải phƣơng trình đó sẽ cho ta giá trị [OH - ] và tính đƣợc pH của dung dịch 49
  50. - Trƣờng hợp CB đủ lớn và Kb không quá nhỏ thì có thể bỏ qua [OH ] bên cạnh CB có nghĩa là bazơ B phân ly rất yêu. Khi đó. phƣơng trình (2.14’) trở thành: [OH ]2 Kb = CB - Suy ra: [OH ] = K b .CB (2.16) 1 1 Vậy pH = 14 - pKb + lgCB (2.17) 2 2 Thí dụ 1: Tính pH của dung dịch NH3 0.1M? Biết NH3 có pKb = 4.6 Trong dung dịch tồn tại các cân bằng sau: + – NH3 + H2O NH4 + OH + – H2O H + OH + - - Giả sử bỏ qua [H ] bên cạnh [OH ] và bỏ qua [OH ] bên cạnh CB. Khi đó, áp dụng công thức (2.17) để tính pH của dung dịch: pH = 14 - pKb + lgCB = 14 – 2.3 - 0.5 = 11.2 Suy ra [H+] = 10 – 11.2, [OH - ] = 10 – 2.8 -1 - + + Nhƣ vậy, rõ ràng CB = 10 >>[OH ] >>[H ] nên có thể bỏ qua [H ] bên cạnh - - [OH ] và bỏ qua [OH ] bên cạnh CB. Vì vậy, áp dung công thức (2.17) để tính pH của dung dịch là hợp lý – - Thí dụ 2: Tính pH của dung dịch CN 0.01M, biết HCN có pKa = 9.21 và CN là bazơ liên hợp của HCN? Vì CN – là bazơ liên hợp của HCN nên bằng số bazơ của CN – là: K H 2O Kb(CN ) = K a(HCN) Suy ra pKb(CN ) = 14 – pKa(HCN) = 14 – 9.21 = 4.79 Trong dung dịch CN - tồn tại các cân bằng sau: - – CN + H2O HCN + OH + – H2O H + OH CB = 0.01M, pKb = 4.79 + - - Giả sử bỏ qua [H ] bên cạnh [OH ] và bỏ qua [OH ] bên cạnh CB. Khi đó, áp dụng công thức (2.17) để tính pH của dung dịch: 50
  51. 1 1 pH = 14 - pKb + lgCB = 14 – 2.4 - 1 = 10.6 2 2 Suy ra [H+] = 10 – 10.6, [OH - ] = 10 – 3.4 -2 - + + Nhƣ vậy, rõ ràng CB = 10 >>[OH ] >>[H ] nên có thể bỏ qua [H ] bên cạnh - - [OH ] và bỏ qua [OH ] bên cạnh CB. Vì vậy, áp dung công thức (2.17) để tính pH của dung dịch là hợp lý Thí dụ 3: Tính pH của dung dịch CH3COONa 0.1M ? Biết rằng pK(CH3COOH) = 4.75 Trong dung dịch tồn tại các cân bằng sau: - + CH3COONa = CH3COO + Na - – CH3COO + H2O CH3COOH + OH + – H2O H + OH - - 1 [CH3COONa] = [CH3COO ] = CB = 10 – CH3COOH/CH3COO là một cặp axit/bazơ liên hợp nên hằng số bazơ của – CH3COO là : K 14 H 2O 10 9.25 Kb = = 4.75 = 10 , pKb = 9.25 K a 10 + - - Giả sử bỏ qua [H ] bên cạnh [OH ] và bỏ qua [OH ] bên cạnh CB. Khi đó, áp dụng công thức (2.17) để tính pH của dung dịch: pH = 14 - pKb + lgCB = 14 – 4.6 - 0.5 = 8.9 Suy ra [H+] = 10 – 8.9, [OH - ] = 10 – 5.1 -1 - + + Nhƣ vậy, rõ ràng CB = 10 >>[OH ] >>[H ] nên có thể bỏ qua [H ] bên cạnh - - [OH ] và bỏ qua [OH ] bên cạnh CB. Vì vậy, áp dung công thức (2.17) để tính pH và pH = 8.9 3. pH của dung dịch hỗn hợp axit và bazơ liên hợp Giả sử có hỗn hợp dung dịch axit HA nồng độ CA (mol/lit), hằng số axit Ka và bazơ liên hợp NaA có nồng độ CB(mol/lit). Khi đó trong dung dịch tồn tại các cân bằng sau: NaA Na+ + A – HA H+ + A – 51
  52. + – H2O H + OH Phƣơng trình bảo toàn proton cho hỗn hợp dung dịch trên: + + - - + [Na ] + [H ] = [OH ] + [A ] = CB + [H ] (1) Phƣơng trình hằng số axit HA: [H ].[A ] K = (2) a [HA] Phƣơng trình định luật bảo toàn khối lƣợng - [HA] + [A ] = CA + CB (3) - + - Từ phƣơng trình (1) suy ra: [A ] = CB + [H ] – [OH ] + - Từ phƣơng trình (3) suy ra: [HA] = CA – [H ] + [OH ] Thay [A - ] và [HA] vào phƣơng trình (2) ta đƣợc phƣơng trình sau: [H ].(CB [H ] [OH ]) Ka = C A [H ] [OH ] + C A [H ] [OH ] Suy ra: [H ] = K a (2.18) CB [H ] [OH ] + - Đối với hệ dung dịch đệm pH, thƣờng có [H ] và [OH ] không đáng kể so với CA, CB nên phƣơng trình (2.18) có thể đơn giản hoá thành: + C A [H ] = K a (2.18’) CB Do đó, pH của dung dịch đƣợc tính theo công thức: pH = pKa + lgCB – lgCA (2.19) Thí dụ 1: Tính pH của dung dịch hỗn hợp CH3COOH 0.1M và CH3COONa 0.1M? Biết pKa = 4.75 Trong dung dịch tồn tại các cân bằng sau: + – CH3COONa Na + CH3COO + – CH3COOH H + CH3COO + – H2O H + OH - Đây là hệ dung dịch axit yếu và bazơ liên hợp CH3COOH/CH3COO CA = 0.1M , CB = 0.1M , pKa = 4.75 + - Giả sử [H ] và [OH ] rất nhỏ so với CA, CB. Khi đó, áp dụng công thức (2.19) để tính pH của hỗn hợp dung dịch đệm: pH = pKa + lgCB – lgCA = 4.75 -1 + 1 = 4.75 52
  53. Suy ra [H+] = 10 – 4.75 và [OH - ] = 10 – 9.25 - + Rõ ràng [OH ]<<[H ]<<CA, CB nên có thể áp dụng công thức (2.19) để tính pH của dung dịch đó và pH= 4.75 Thí dụ 2: Tính pH của dung dịch hỗn hợp NH30.1M và NH4Cl 0.3M? Biết pKb = 4.75 Trong dung dịch hỗn hợp tồn tại các cân bằng sau: + – NH4Cl NH4 + Cl + – CH3 + H2O NH4 + OH + – H2O H + OH + Đây là hệ hỗn hợp dung dịch đệm của cặp axit yếu và bazơ liên hợp NH4 /NH3 với CA = 0.3M, CB = 0.1M, pKa = 14- pKb = 9.25 + - Giả sử [H ] và [OH ] rất nhỏ so với CA, CB. Khi đó, áp dụng công thức (2.19) để tính pH của hỗn hợp dung dịch đệm: pH = pKa + lgCB – lgCA = 9.25 -1 - lg(0.3) = 9.73 Suy ra [H+] = 10 – 9.73 và [OH - ] = 10 –4.27 + - Rõ ràng [H ]<<[OH ]<<CA, CB nên có thể áp dụng công thức (2.19) để tính pH của dung dịch đó và pH= 9.73 Thí dụ 3: Tính pH của hỗn hợp dung dịch sau khi thêm 10 -2 mol HCl vào 1 lít dung dịch CH3COOH 0.1M + CH3COONa 0.1M? pKa = 4.75 Trong dung dịch xảy ra các cân bằng sau: - + CH3COONa CH3COO + Na HCl H+ + Cl – - + CH3COO + H CH3COOH (*) + – CH3COOH H + CH3COO + – H2O H + OH -2 Nhƣ vậy khi thêm 10 mol HCl vào 1lit dung dịch đệm CH3COOH 0.1M + - CH3COONa 0.1M sẽ làm tăng nồng độ của CH3COOH và giảm nồng độ của CH3COO do phản ứng (*). Khi đó, số mol CH3COOH trong 1 lit sung dịch đó là: 0.1 + 10 – 2 = 0.11mol – Số mol của CH3COO trong 1 lit dung dịch đó là: 0.1 – 10 – 2 = 0.09mol 53
  54. Vậy, sau khi thêm HCl vào thì ta đƣợc hệ dung dịch đệm CH3COOH 0.11M + - CH3COO 0.09M với: CA = 0.11M , CB = 0.09M và pKa = 4.75 + - Tƣơng tự nhƣ thí dụ 1, giả sử [H ] và [OH ] rất nhỏ so với CA, CB. Khi đó, áp dụng công thức (2.19) để tính pH của hỗn hợp hệ dung dịch đệm này: pH = pKa + lgCB - lgCA = 4.75 + lg(0.09) - lg(0.11) = 4.66 Suy ra [H+] = 10 – 4.66 và [OH - ] = 10 –9.34 + - Rõ ràng [H ] >K2>>K3 nên khi tính pH của dung dịch đa axit thƣờng đơn giản hoá coi đa axit đó chỉ phân ly chủ yếu ở nấc thứ nhất có nghĩa là áp dụng công thức tính pH của trƣờng hợp đơn axit yếu để tính pH cho đa axit đó với nồng độ CA và hằng số axit K1 – 3 Thí dụ: Tính pH của dung dịch H3PO4 0.05M? Biết K1 = 7,6.10 -8 -13 K2 = 6,2.10 và K3 = 4,4.10 Vì K3<<K2<<K1 nên thực tế có thể coi nấc phân ly thứ 2 và thứ 3 không đáng kể so với nấc phân ly thứ nhất. Khi đó, trong dung dịch tồn tại các cân bằng sau: 54
  55. + - [H ].[H 2 PO4 ] -3 H3PO4 H + H2PO4 K1 = = 7,6.10 [H 3 PO4 ] H O H+ + OH - K 2 H 2 O Giả sử [OH - ] >[OH-] nên có thể bỏ qua [H+] do nƣớc phân ly ra và pH của dung dịch là: pH= -lg[H+] = 1.8 b. pH của dung dịch muối của đa axit Trƣờng hợp các muối trung hoà của các đa axit: Na3PO4, K2CO3, Na2S, Khi hoà tan trong nƣớc, các muối này thể hiện tính chất của một đa bazơ và nhận proton của nƣớc theo từng nấc, các nấc sau yếu hơn nấc trƣớc rất nhiều. Vì vậy, khi tính toán pH của các dung dịch này thƣờng bỏ qua khả năng nhận proton ở các nấc sau nên tính pH của dung dịch này đƣợc đơn giản hoá nhƣ tính pH của dung dịch đơn bazơ yếu. Thí dụ: Tính pH của dung dịch Na3PO4 0.1M? Biết hằng số axit K3 của H3PO4 là 4,2.10-13 Trong dung dịch tồn tại các cân bằng sau: + 3– Na3PO4 3Na + PO4 3- 2- - PO4 + H2O HPO4 + OH Kb1 + – H2O H + OH 3- [PO4 ] = CB = 0.1M 55
  56. K 2 H2O 14 [HPO4 ].[OH ] 10 -1.64 Kb1= 3 = = 13 = 10 [PO4 ] K3 4,2.10 Giả sử [H+] rất nhỏ so với [OH-], có nghĩa là bỏ qua cân bằng của nƣớc. Khi đó: 3- - 2- - CB = [PO4 ] + [OH ] và [HPO4 ] = [OH ] 3- - 2- - Hay [PO4 ] = CB – [OH ] và [HPO4 ] = [OH ] Thay vào phƣơng trình hằng số bazơ Kb1 ta có: [OH ]2 Kb1= CB [OH ] - 2 - Hoặc [OH ] + Kb1. [OH ] – Kb1. CB = 0 -1.64 -1 Thay Kb1 = 10 và CB = 10 vào phƣơng trình trên và giải phƣơng trình bậc hai đối với biến [OH-] kết quả thu đƣợc là: [OH - ] = 4,61.10 -2 Suy ra [H+] = 10 – 11.62 Rõ ràng [H+]<<[OH - ] nên pH của dung dịch đƣợc tính đơn giản bỏ qua cân bằng của nƣớc và pH = 11.62 Trƣờng hợp dung dịch muối axit: NaH2PO4, Na2HPO4, NaHCO3 Giả sử có dung dịch muối axit NaHA có nồng độ CA, NaHA là muối của axit H2A có hằng số axit theo từng nấc K1 và K2 Khi đó trong dung dịch tồn tại các cân bằng sau: NaHA Na+ + HA – - + 2- HA H + A K2 - + HA + H H2A K1 H O H+ + OH – K 2 H 2 O Nhƣ vậy, trong dung dịch muối axit của các đa axit vừa thể hiện cả tính axit vừa thể hiện tính bazơ bởi nó vừa nhận proton của nƣớc vừa cho nƣớc proton Từ các phƣơng trình bảo toàn proton, phƣơng trình bảo toàn khối lƣợng và các hằng số K1, K2 ngƣời ta đã chứng minh đƣợc rằng pH của dung dịch này không phụ thuộc vào nồng độ ban đầu của dung dịch muối mà chỉ phụ thuộc vào các hằng số K1, K2 1 pH = (pK1 +pK2) (2.20) 2 56
  57. Thí dụ: Tính pH của dung dịch NaH2PO4 và dung dịch Na2HPO4 ? Biết axit H3PO4 có -3 -8 -13 các hằng số axit K1 = 7,6.10 , K2 = 6,2 . 10 , K3 = 4,2.10 Xét trƣờng hợp dung dịch NaH2PO4 ,trong dung dịch tồn tại các cân bằng sau: + – NaH2PO4 Na + H2PO4 - + 2- H2PO4 H + HPO4 K2 - + H2PO4 + H H3PO4 K1 H O H+ + OH – K 2 H 2 O Áp dụng công thức tính pH cho dung dịch muối axit của đa axit (2.20) pH = 1 (pK1 +pK2) = (2.12 +7.21 ) = 4.67 2 Xét trƣờng hợp dung dịch Na2HPO4 , trong dung dịch tồn tại các cân bằng sau: + 2– Na2HPO4 2Na + HPO4 2- + 3- HPO4 H + PO4 K3 2- + - HPO4 + H H2PO4 K2 + – H2O H + OH KH Khi đó, pH của dung dịch muối axit của đa axit này đƣợc tính theo công thức (2.20) pH = (pK2 +pK3) = (7.21 + 12.36) = 9.79 IV. Phản ứng kết tủa 1. Tích số tan T Xét dung dịch bão hoà một chất ít tan tổng quát AnBm . Trong dung dịch bão hoà này tồn tại cân bằng sau: AnBm nA + mB Khi đó, tích số tan của AnBm kí hiệu T An Bm có công thức nhƣ sau: n m T An Bm = a A . a B (2.21) Trong đó, aA và aB là hoạt độ của A và B Tuy nhiên, AnBm là chất ít tan nên trong dung dịch bão hoà AnBm thì nồng độ A và B rất nhỏ nếu không có mặt các ion lạ khác. Vì vậy, hệ số hoạt độ của dung dịch này coi xấp xỉ bằng 1. Do đó, biểu thức tích số tan của chất ít tan AnBm là: T = [A]n.[B]m (2.21’) Biểu thức (2.21) và (2.21’) là công thức biểu diễn quy luật tích số tan của một chất 57
  58. Thí dụ: Chất ít tan AgCl có cân bằng sau: AgCl Ag+ + Cl – Tích số tan của AgCl là: + - TAgCl = [Ag ].[Cl ] 2. Điều kiện tạo thành kết tủa và hoà tan kết tủa Theo quy luật tich số tan cho thấy: n m Khi T An Bm > [A] . [B] thì tốc độ phản ứng hoà tan kết tủa lớn hơn tốc độ phản ứng kết tủa tức là dung dịch chƣa bão hoà nên còn tiếp tục hoà tan đƣợc AnBm n m Khi T < [A] . [B] thì tốc độ phản ứng hoà tan kết tủa nhỏ hơn tốc độ phản ứng tạo thành kết tủa tức là dung dịch quá bão hoà nên xuất hiện kết tủa AnBm n m Khi T = [A] . [B] tốc độ phản ứng hoà tan kết tủa bằng tốc độ phản ứng tạo thành kết tủa tức là dung dịch bão hoà, không thể hoà tan đƣợc thêm AnBm và bắt đầu xuất hiện kết tủa AnBm 3. Độ tan S của kết tủa Độ hoà tan S của một chất là nồng độ của chất đó trong dung dịch bão hoà. Độ hoà tan S là đại lƣợng đặc trƣng cho dung dịch bão hoà và thƣờng đƣợc tính theo đơn vị mol/lit – 5 Thí dụ : Độ hoà tan của BaSO4 là 10 mol/lit có nghĩa là trong 1 lít dung dịch – 5 BaSO4 bão hoà thì có 10 mol BaSO4 hoà tan 4. Quan hệ giữa độ tan S và tích số hoà tan T Xét phản ứng hoà tan của chất ít tan tổng quát AnBm trong nƣớc: AnBm nA + mB Ký hiệu S là độ hoà tan của AnBm trong nƣớc (mol/lit). T là tích số tan của AnBm Xét trong 1 lít dung dịch bão hoà, S là nồng độ của AnBm thì nồng độ của A và B phân ly ra lần lƣợt là nS và mS AnBm nA + mB 58
  59. S nS mS n m n m n m n+m Khi đó: T An Bm = [A] .[B] = (nS) . (mS) = n .m .S (2.22) T AnBm Hoặc S = m m (2.22’) n n .mm Biểu thức (2.22) và (2.22’) biểu thị mối quan hệ giữa độ hoà tan S và tích số tan T Thí dụ 1: Tính độ hoà tan của Ca3(PO4)2 trong nƣớc ở 20ºC biết rằng ở nhiệt độ đó – 32.5 T Ca3 (PO4 )2 = 10 Phản ứng hoà tan của chất ít tan Ca3(PO4)2 trong nƣớc là: 2+ 3 – Ca3(PO4)2 3Ca + 2PO4 Gọi S là độ hoà tan của Ca3(PO4)2 trong nƣớc ở 20ºC, đơn vị mol/lit. Khi đó trong 2+ 2- 1 lit dung dịch bão hoà Ca3(PO4)2 có S mol Ca3(PO4)2 và 3S mol Ca , 2S mol PO4 2+ 3 – Ca3(PO4)2 3Ca + 2PO4 S 3S 2S 3 2 5 – 32.5 Ta có: T = (3S) . (2S) = 108. S = 10 10 32.5 5 - 6.9 -7 Suy ra S = 108 = 10 = 1,3. 10 M Thí dụ 2: Tính tích số tan của Mg(OH)2 ở 20ºC? Biết rằng trong 100ml dung dịch bão hoà ở nhiệt độ này có chứa 0.84mg Mg(OH)2 Độ hoà tan S của Mg(OH)2 ở 20ºC là: 0,84.10 S = = 1,4.10 – 4 M 1000.58 Phản ứng hoà tan Mg(OH)2 trong nƣớc ở 20ºC: 2+ – Mg(OH)2 Mg + 2OH S S 2S Áp dụng công thức (2.21) tính tích số tan T với n=1, m=2: Mg(OH )2 n m n+m -4 3 -11 T Mg(OH )2 = n .m .S = 4. (1,4.10 ) = 1,1. 10 5. Sự làm bẩn kết tủa do cộng kết và kết tủa sau 59
  60. Trong trƣờng hợp sử dụng phản ứng kết tủa để tách một ion nào đó ra khỏi hỗn hợp các ion khác thì thƣờng không thể tách kết tủa ở dạng tinh khiết mà nó thƣờng có lẫn các tạp chất. Hiện tƣợng đó goi là sự làm bẩn kết tủa Khi tạp chất kết tủa đồng thời cùng với kết tủa chính thì gọi là sự làm bẩn kết tủa do cộng kết. Còn khi tạp chất chỉ kết tủa sau khi kết tủa chính đã kết tủa thì gọi là hiện tƣợng làm bẩn kết tủa do kết tủa sau Để thu đƣợc kết tủa có độ tinh khiết cao thì thƣờng phải nghiên cứu điều kiện tiến hành kết tủa thích hợp và đôi khi phải tiến hành kết tủa lại nhiều lần 6. Kết tủa phân đoạn và kết tủa keo a. Kết tủa phân đoạn Nếu trong dung dịch có chứa một số ion có khả năng tạo kết tủa với cùng một ion khác nhƣng các kết tủa hình thành có độ hoà tan khác nhau nhiều nên các kết tủa lần lƣợt đƣợc hình thành ở các thời điểm khác nhau. Hiện tƣợng tạo thành lần lƣợt các kết tủa đó goi là kết tủa phân đoạn – – + – 16 Thí dụ: Các ion Cl và I có khả năng tạo kết tủa với ion Ag nhƣng TAgI = 10 , -10 + – – TAgCl = 10 nên khi cho ion Ag vào hỗn hợp dung dịch chứa Cl và I thì AgI sẽ kết tủa trƣớc, AgCl kết tủa sau b. Kết tủa keo Trong một số trƣờng hợp tích số nồng độ của các ion tạo thành kết tủa trong dung dịch đã vƣợt quá giá trị tích số tan nhƣng kết tủa vẫn không tách ra đƣợc mà chỉ hình thành các hạt rất nhỏ lơ lửng trong dung môi. Hiện tƣợng đó goi là kết tủa keo Khi lọc dung dịch keo thƣờng khó khăn vì các hạt keo thƣờng nhỏ nên phải dùng loại giấy lọc mịn và rất khó chảy. Khi rửa kết tủa keo thƣờng phải nghiên cứu chọn dung môi thích hợp để tránh hiện tƣợng tái keo trong dung môi đó V. Phản ứng oxy hoá khử 1. Khái niệm Khái niệm chất oxi hoá và chất khử: Chất oxi hoá là chất có khả năng nhận electron. Chất khử là chất có khả năng nhƣờng electron 60
  61. Chất oxi hoá sau khi nhận electron sẽ trở thành chất khử gọi là chất khử liên hợp với nó. Mỗi cặp oxi hoá-khử liên hợp đƣợc biểu diễn bằng phƣơng trình sau: Ox + ne Kh Trong đó: Ox là kí hiệu chất oxi hoá Kh là ký hiệu chất khử n là số electron mà Ox nhận để trở thành Kh Thí dụ: Chất oxi hoá Chất khử Cặp oxi hoá -khử Fe3+ +1e Fe2+ Fe3+/Fe2+ Zn2+ + 2e Zn Zn2+/Zn - - Cl2 + 2e 2Cl Cl2/ Cl Phản ứng oxi hoá- khử: là phản ứng hoá học trong đó xảy ra sự trao đổi electron giữa chất oxi hoá và chất khử aOx1 + bKh2 cKh1 + dOx2 Thí dụ: Khi nhúng thanh kẽm kim loại Zn vào dung dịch đồng sunfat CuSO4 sẽ xảy ra phản ứng oxi hoá-khử sau: Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu Kh1 Ox2 Ox1 Kh2 Zn – 2e Zn2+ Cu2+ + 2e Cu 2. Thế oxy hoá khử Đối với chất chất oxi hoá, khả năng nhận electron càng dễ thì tính oxi hoá càng mạnh và khả năng nhận electron càng khó thì tính oxi hoá càng yếu. Đối với chất khử, khả năng nhƣờng electron càng mạnh thì tính khử càng mạnh, khả năng nhƣờng electron càng khó thì tính khử yếu Trong một cặp oxi hoá- khử liên hợp, nếu chất oxi hoá có tính oxi hoá càng mạnh thì chất khử liên hợp có tính khử càng yếu và ngƣợc lại 61
  62. Trong hai cặp oxi hoá- khử liên hợp, nếu tính khử của cặp thứ nhất lớn hơn tính khử của cặp thứ hai thì tính oxi hoá của cặp thứ nhất yếu hơn tính oxi hoá của cặp thứ hai và ngƣợc lại. Nhƣ vậy, để đánh giá tính oxi hoá và tính khử của một cặp oxi hoá khử ngƣời ta đƣa ra khái niệm thế oxi hoá-khử. Thế oxi hoá khử đặc trƣng cho cƣờng độ chất oxi hoá và chất khử của cặp oxi hoá-khử liên hợp. Ox + ne Kh Thế oxi hoá khử của cặp oxi hoá- khử Ox/Kh đƣợc xác định theo phƣơng trình Nerst: 0 RT aax E = E Ox / Kh + ln (2.23) nF aKh Trong đó: E là thế oxi hoá khử của cặp Ox/Kh E là thế oxi hoá khử tiêu chuẩn của cặp Ox/Kh R là hằng số, R=8.315J T là nhiệt độ tuyệt đối (ºK) F là số Faraday, F=96500 C n là số electron mà 1 mol chất oxi hoá nhận aOx là hoạt độ của chất oxi hoá aKh là hoạt độ của chất khử Ở nhiệt độ 25ºC, phƣơng trình Nerst (2.22) đƣợc viết nhƣ sau: 0.059 a E = E + lg Ox (2.23’) n aKh Trong thực tế, không thể xác định trực tiếp giá trị tuyệt đối thế oxi hoá khử của một cặp oxi hoá khử liên hợp mà chỉ xác định đƣợc giá trị tƣơng đối của nó so với thế của một cặp oxi hoá khử khác. Thông thƣờng, thế oxi hoá khử của các cặp oxi hoá- khử đƣợc + so sánh với thế oxi hoá khử của cặp 2H /H2. Vì vậy, thế oxi hóa khử có thể có giá trị dƣơng (+) hoặc âm (-) Thí dụ 1: Tính thế oxi hoá khử của cặp oxi hoá khử liên hợp Fe3+/Fe2+ ở 25ºC, biết 3+ 2+ 0 [Fe ] = [Fe ] = 0.1M và E Fe 3 / Fe 2 = 0.77V? Fe3+ + 1e Fe2+ Thế oxi hoá khử của cặp Fe3+/Fe2+ ở 25ºC là: áp dụng công thức (2.22’) 62
  63. a 0 0.059 aOx 0.059 0.1 E = E Ox / Kh + lg = 0.77 + lg = 0.77V n aKh 1 0.1 Dựa vào thế oxi hoá khử tiêu chuẩn E0 của các cặp oxi hoá-khử liên hợp có thể so sánh cƣờng độ chất oxi hoá và chất khử của các cặp đó với nhau: Thế oxi hoá-khử của cặp oxi hoá-khử liên hợp nào càng cao thì chất oxi hoá của cặp đó càng mạnh và chất khử càng yếu. 0 Thí dụ 2: Cho E Cu2 / Cu = 0.337V 0 E Fe3 / Fe 2 = 0.77V Hãy so sánh tính chất oxi hoá- khử của 2 cặp oxi hoá- khử trên? Vì E = 0.77V > E = 0.337V nên tính chất oxi hoá của Fe3+ mạnh hơn Cu2+ và tính chất khử của Cu mạnh hơn của Fe2+ 3. Các yếu tố ảnh hưởng đến thế oxi hoá khử. Thế oxy hoá khử tiêu chuẩn điều kiện Trong thực tế, chất oxi hoá và chất khử của một cặp oxi hoá-khử liên hợp thƣờng tham gia vào các phản ứng phụ nhƣ phản ứng axit-bazơ, phản ứng tạo phức, phản ứng kết tủa, Vì vậy, thế oxi hoá khử của các cặp oxi hoá- khử đó phụ thuộc vào nhiều yếu tố nhƣ độ axit, phản ứng kết tủa, phản ứng tạo phức, Để đánh giá đúng cƣờng độ chất oxi hoá và chất khử trong các điều kiện cụ thể ngƣời ta tính thế oxi hoá khử điều kiện. Thế oxi hoá khử đó đƣợc tính dựa trên thế oxi hoá khử tiêu chuẩn trong các điều kiện cụ thể phản ứng 4. Chiều của phản ứng oxi hoá-khử Giả sử có phản ứng oxi hoá-khử sau: Ox1 + Kh2 Kh1 + Ox2 (*) Ox1/ Kh1 là cặp oxi hoá-khử thứ 1 Ox2/ Kh2 là cặp oxi hoá-khử thứ 2 E1 là thế oxi hoá khử của cặp Ox1/ Kh1 E2 là thế oxi hoá khử của cặp Ox2/ Kh2 63
  64. Trƣờng hợp E1 > E2 thì phản ứng (*) xảy ra theo chiều từ trái sang phải Trƣờng hợp E1 E = -0.44V nên phản ứng xảy ra theo chiều: Cu2+ + Fe Cu + Fe2+ Vậy phản ứng trên xảy ra theo chiều từ trái sang phải Thí dụ 2: Cho biết chiều của phản ứng giữa 2 cặp oxi hoá-khử liên hợp Fe3+/ Fe2+ và Sn4+/Sn2+ trong trƣờng hợp [Fe3+] = 0.01M, [Fe2+] = 0.1M, [Sn4+] = 0.1M, [Sn2+] = 0 0 E 3 2 E 4 2 0.001M? Biết Fe / Fe = 0.771V, Sn / Sn = 0.15V Xét cặp oxi hoá-khử thứ nhất: 64
  65. Fe3+ + 1e Fe 2+ Thế oxi hoá khử điều kiện của cặp oxi hoá-khử liên hợp Fe3+/ Fe2+ là: 3 0 0.059 [Fe ] E 3 2 = E 3 2 + lg( ) Fe / Fe Fe / Fe 1 [Fe 2 ] 0.01 = 0.771 + 0.059.lg( ) = 0.712V 0.1 Xét cặp oxi hoá- khử thứ 2: Sn4+ + 2e Sn 2+ Thế oxi hoá khử của cặp oxi hoá- khử liên hợp Sn4+/ Sn 2+ là: 4 0 0.059 [Sn ] E 4 2 E 4 2 Sn / Sn = + lg( 2 ) Sn / Sn 2 [Sn ] 0.059 0.1 = 0.15 + lg( ) = 0.209V 2 0.001 Vì > nên phản ứng giữa 2 cặp oxi hoá- khử liên hợp đó xảy ra theo chiều sau: Fe3+ + Sn2+ Fe2+ + Sn4+ 5. Hằng số cân bằng của phản ứng oxi hoá khử Giả sử có phản ứng oxi hoá-khử sau: aOx1 + bKh2 aKh1 + bOx2 Trong đó: Ox1 và Kh1 là cặp oxi hoá-khử liên hợp thứ 1 Ox2 và Kh2 là cặp oxi hoá-khử liên hợp thứ 2 Hằng số cân bằng của phản ứng oxi hoá- khử trên là: a b [Kh1 ] .[Ox2 ] K = b a [Kh2 ] .[Ox1 ] Khi phản ứng đạt trạng thái cân bằng thì ta có phƣơng trình sau: 65
  66. 0 0 0.059 EOx / Kh - EOx / Kh = lgK (2.24) 1 1 2 2 n 0 0 n(E1 E2 ) 0.059 Hoặc K = 10 (2.24’) Thí dụ: Tính hằng số cân bằng của phản ứng: 4+ 2+ 3+ 3+ Ce + Fe Ce + Fe 0 0 4 3 Cho E Ce / Ce = 1.55V, E Fe 3 / Fe 2 = 0.77V Áp dụng công thức (2.24’) ta tính đƣợc hằng số K của phản ứng trên: 1.(1.55 0.77) 0.059 K = 10 = 10 =10 13.4 VI. Phản ứng tạo phức 1. Khái niệm Phức chất: Là loại hợp chất sinh ra do ion đơn (thƣờng là các ion kim loại) gọi là ion trung tâm kết hợp với các phân tử hoặc ion khác gọi là phối tử + + Thí dụ: ion phức [Ag(NH3)2] tạo thành bởi cation kim loại Ag là ion trung tâm và hai phân tử NH3 gọi là các phối tử. Trong dung dịch có cân bằng sau: + + Ag(NH3)2 Ag + 2NH3 Số phối trí: trong phức chất, số phối tử liên kết với ion trung tâm gọi là số phối + + trí. Số phối trí thƣờng là số chẵn 2,4 và 6. Chẳng hạn nhƣ: Ag(NH3)2 , Ag(NH3)4 , + 2+ 3- Ag(NH3)6 , Cu(NH3)4 , FeF6 , Phức đơn nhân, phức đa nhân: Những phức chất chỉ có một ion trung tâm gọi là phức đơn nhân. Những phức có nhiều ion trung tâm cùng loại hoặc khác loại gọi là phức đa nhân. + 2+ 3- Thí dụ: Ag(NH3)6 , Cu(NH3)4 , FeF6 là các phức đơn nhân. 2+ 4+ 5+ Cu3(OH)4 , Fe2(OH)2 , (CN)5CoNH2Co(NH3)5 gọi là các phức đa nhân 66
  67. Phức dị phối: Là phức có nhiều phối tử khác nhau. Có 2 loại phức dị phối : phức đơn nhân dị phối và phức đa nhân dị phối Thí dụ: Pt(NH3)2Cl2, Co(NH3)3(NO2 )3 là các phức đơn nhân dị phối. 5+ 5+ (CN)5CoNH2Co(NH3)5 , (NH3)5Cr(OH)Cr(NH3)5 là các phức đa nhân dị phối Phức đơn càng, phức đa càng: Phức đơn càng là phức chất mà phối tử chứa một nguyên tử liên kết với ion trung tâm. Phức đa càng là phức chất mà phố tử tạo với ion trung tâm một hay nhiều vòng kín 2. Phân loại Dựa vào thành phần của phức có thể chí phức chất thành 3 loại sau: - Phức tạo bởi ion trung tâm là cation kim loại và phối tử là các phân tử các chất 3+ 2+ 2+ vô cơ. Chẳng hạn nhƣ: Al(H2O)6 , Cu(NH3)4 , Co(NH3)6 , - Phức tạo bởi ion trung tâm là cation kim loại và phối tử là anion vô cơ. Thí dụ: 3- 2- 2- FeF6 , AgCl3 , Ca(SO4)2 , - Phức tạo bởi ion trung tâm là cation kim loại và phối tử là anion hoặc phân tử 3- chất hữu cơ. Thí dụ: Fe(C2O4)3 , 3. Danh pháp Gọi tên một phức chất theo quy tắc chung nhƣ sau: Gọi tên phối tử + tên ion trung tâm: - Nếu phối tử là gốc của axit chứa oxi thì thêm đuôi “O” vào tên gốc axit 2- - Thí dụ: Phối tử là SO4 : sunfato, NO3 là nitrato - Nếu phối tử là ion halogenua thì thêm đuôi “O” vào tên halogen Thí dụ: Phối tử là F- là floro, Cl- là cloro, Br – là bromo, - Nếu phối tử là các ion khác đƣợc đọc theo tên riêng nhƣng cũng có đuôi “O” Thí dụ: phối tử là H- là hydroxo, O2- oxo, - Số phối trí đƣợc đọc tên theo chữ số Hy Lạp đặt trƣớc tên phối tử: 1: mono (ít dùng) 5: penta 9: nona 67
  68. 2: Đi 6: hexa 10: đeca 3: Tri 7: hepta 11: nođeca 4: tetra 8: octa 12: đođeca - Nếu ion phức là cation thì thêm vào sau ion trung tâm chữ số La Mã viết trong dấu ngoặc chỉ hoá trị của nó - Nếu ion phức là anion thì thêm đuôi “at” vào tên ion trung tâm trƣớc khi thêm chữ số La Mã chỉ hoá trị - Nếu phức là phân tử trung hoà thì gọi nó nhƣ gọi cation phức Thí dụ: [Ag(NH3)2]Cl: điamino bạc (I) clorua K3 [Co(NO2)6]: kali hexanitro cobanat (III) [Co(SCN)(C2O4)(NH3)3]: oxalato thioxianato triamino coban (III) 4. Hằng số bền và hằng số không bền của phức chất Trong dung dịch, phức chất có cân bằng thuận nghịch sau: MnLm nM + mL (1) Trong cân bằng (1), chiều từ trái sang phải là chiều phân ly phức chất. Đặc trƣng cho quá trình này, ngƣời ta đƣa ra hằng số không bền của phức chất K: [M ]n .[L]m K = (2.24) [M n Lm ] Trong cân bằng (1), chiều từ phải sang trái là chiều tạo thành phức chất. Đặc trƣng cho quá trình này, ngƣời ta đƣa ra hằng số bền của phức chất õ: [M L ] õ = n m (2.25) [M ]n .[L]m Trong đó: MnLm là kí hiệu tổng quát của phức chất K: là hằng số không bền của phức chất õ: là hằng số bền của phức chất [M]: Là nồng độ của ion trung tâm [L]: Nồng độ của ion phối tử [MnLm]: nồng độ của phức chất 68
  69. Từ biểu thức (2.24) và (2.25) cho thấy hằng số bền õ là nghịch đảo của hằng số không bền K và ngƣợc lại: 1 õ = (2.26) K Phức chất nào có hẳng số không bền càng nhỏ thì hằng số bền càng lớn nghĩa là phức đó càng bền, phân ly ít và ngƣợc lại. Thí dụ1: Trong cân bằng 2+ 2+ [Cd(NH3)4 ] Cd + 4NH3 Cho hằng số không bền K = 2,5 .10-7. Hãy tính hằng số bền? Hằng số không bền của phức chất là K: 2 4 [Cd ].[NH 3 ] -7 K = 2 = 2,5. 10 [Cd(NH 3 )4 ] Hằng số bền của phức chất là õ: 2 [Cd(NH 3 )4 ] 6 õ = 2 4 = = 4. 10 [Cd ].[NH 3 ] Trƣờng hợp phức chất có nhiều phối tử thì quá trình hình thành và phân ly phức chất xảy ra theo từng nấc. Mỗi nấc đƣợc đặc trƣng bởi hằng số bền và hằng số không bền riêng của phức trung gian. Để tiện cho việc tính toán, thƣờng dùng hằng số bền tổng cộng của các cân bằng trong các nấc.   i = õ1. õ2. õ3. õ4 (2.27) Trong đó: õ là hằng số bền tổng cộng của phức nhiều phối tử õi là hằng số bền của phức trung gian ở nấc thứ i 2+ Thí dụ 2: Phức chất [Zn(NH3)4] hình thành theo 4 nấc. Hãy viết các cân bằng xảy ra trong từng nấc và tính hằng số bền tổng cộng biết hằng số bền trong từng nấc lần lƣợt là: 10 2.18, 10 1.25, 10 2.31, 10 1.96 ? 2+ 2+ Zn + NH3 [Zn(NH3)] 2 [Zn(NH 3 )] 2.18 1 2 = 10 [Zn ].[NH 3 ] 69
  70. 2+ 2+ [Zn(NH3)] + NH3 [Zn(NH3)2] 2 [Zn(NH 3 )2 ] 1.25 2 2 = 10 [Zn(NH 3 )] .[NH 3 ] 2+ 2+ [Zn(NH3)2] + NH3 [Zn(NH3)3] 2 [Zn(NH 3 )3 ] 2.31 3 2 = 10 [Zn(NH 3 )2 ] .[NH 3 ] 2+ 2+ [Zn(NH3)3] + NH3 [Zn(NH3)4] 2 [Zn(NH 3 )4 ] 1.96 3 2 = 10 [Zn(NH 3 )3 ] .[NH 3 ] 2+ Cân bằng tổng quát của phức [Zn(NH3)4] là: 2+ 2+ Zn + 4NH3 [Zn(NH3)4] Với hằng số bền tổng cộng  7.7  1.2 .3.4 = 10 CÂU HỎI ÔN TẬP CHƢƠNG II 1. Trình bày khái niệm và biểu thức của tốc độ phản ứng? Cho biết các yếu tố ảnh hƣởng đến tốc độ phản ứng? 2. Phát biểu nội dung và biểu thức của định luật tác dụng khối lƣợng? 3. Cân bằng hoá học là gì? Viết phƣơng trình hằng số cân bằng nồng độ? 4. Hoạt độ ion là gì? Hoạt độ ảnh hƣởng gì đến nồng độ? 5. Thiết lập công thức tính tích số ion của nƣớc? 6. Trình bày thuyết axit-bazơ của J.N Bronsted? 7. Thế nào là cặp axit-bazơ liên hợp? Thiết lập mối quan hệ giữa hằng số axit và hằng số bazơ của một cặp axit-bazơ liên hợp? 8. Thiết lập biểu thức hằng số axit và hằng số bazơ? Cho biết ý nghĩa của các đại lƣợng đó? 9. Thiết lập công thức tính pH của dung dịch đơn axit mạnh và dung dịch đơn bazơ mạnh? 10. Thiết lập công thức tính pH của dung dịch đơn axit yếu và dung dịch đơn bazơ yếu? 70
  71. 11. Thiết lập công thức tính pH của dung dịch hệ axit-bazơ liên hợp? 12. Trình bày quy luật tích số tan? Cho biết điều kiện tạo thành kết tủa và hoà tan kết tủa? 13. Độ hoà tan S là gì? Thiết lập mối quan hệ giữa độ hào tan S và tích số tan T? 14. Thế nào là kết tủa phân đoạn và kết tủa keo? Cho biết ảnh hƣởng của chúng trong phân tích? 15. Khái niệm phản ứng oxi hoá-khử ? Thế nào là cặp oxi hoá-khử liên hợp? 16. Thế oxi hoá khử là gì? Thế nào là thế oxi hoá khử tiêu chuẩn điều kiện? 17. Thiết lập công thức tính hằng số cân bằng của phản ứng oxi hoá-khử? 18. Trình bày khái niệm về phức chât? Cho biết một số loại phức chất thƣờng gặp? 19. Thiết lập biểu thức hằng số bền và hằng số không bền của phức chất? Cho biết ý nghĩa của các đại lƣợng đó? 20. Tính pH của dung dịch NH Cl 10 – 4M, biết K = 1,8.10 -5 ? 4 NH 3 21. Cho dung dịch NaOH 0.1M phản ứng với 100ml dung dịch H2SO4 0.1M. Tính pH của dung dịch trong các trƣờng hợp thể tích dung dịch NaOH là: 50 ml, 150ml? 22. Định phân 100ml dung dịch axit hữu cơ R-COOH nồng độ 0.1M bằng dung dịch -4 NaOH 0.1M. Biết hằng số axit Ka = 1,3.10 . Hãy tính pH của dung dịch tại các thời điểm sau: - Khi chƣa cho NaOH vào chuẩn độ - Khi thêm 50ml dung dịch NaOH - Khi thêm 100ml dung dịch NaOH - Khi thêm 101ml dung dịch NaOH 23. Tính tích số tan của BaSO4 ở 20ºC, biết rằng trong 100ml dung dịch bão hoà tại nhiệt độ đó chứa 0.245mg BaSO4? 24. Tính độ tan của CaSO , biết tích số tan của nó ở 25ºC là T = 9,1.10 – 6 ? 4 BaSO 4 – – 25. Cho biết chiều của phản ứng giữa 2 cặp oxi hoá-khử liên hợp I2/2I và Cl2/2Cl ? - - 0 0 Biết [I ] = 0.001M, [Cl ] = 0.01M, E = 0.536V và E = 1.36V. I2 / 2I Cl2 / 2Cl 71
  72. PHẦN THỨ HAI CÁC PHƢƠNG PHÁP PHÂN TÍCH HOÁ HỌC CHƢƠNG III PHƢƠNG PHÁP PHÂN TÍCH KHỐI LƢỢNG I. Nguyên tắc chung của phƣơng pháp phân tích khối lƣợng Phƣơng pháp phân tích khối lƣợng là phƣơng pháp phân tích định lƣợng cấu tử M có trong đối tƣợng phân tích X bằng cách tách hoàn toàn M ra khỏi các cấu tử khác trong mẫu dƣới dạng một hợp chất hoá học MmAn có thành phần xác định. Dựa vào lƣợng cân của đối tƣợng phân tích X và lƣợng cân của MmAn để tính khối lƣợng hoặc hàm lƣợng % của cấu tử M có trong mẫu phân tích Cấu tử M có thể tách ra dƣới dạng hợp chất ít tan nhờ thuốc thử thích hợp rồi đem lọc, rửa sạch kết tủa, sấy và nung đến khối lƣợng không đổi rồi tiến hành cân chính xác khối lƣợng trên cân phân tích. Trƣờng hợp, cấu tử xác định M dễ bay hơi hoặc có thể chuyển thành hợp chất dễ bay hơi thì phải tiến hành đun nóng hoặc nung mẫu phân tích ở nhiệt độ cao và dựa vào lƣợng khối lƣợng hụt đi để tính hàm lƣợng của cấu tử M cần xác định Thí dụ 1: Để xác định hàm lƣợng Fe trong quặng sắt ngƣời ta phải chuyển toàn bộ 3+ 3+ Fe trong quặng thành Fe . Sau đó, làm kết tủa Fe dƣới dạng Fe(OH)3. Lọc, nung kết tủa rồi cân Fe2O3 thu đƣợc để tính kết quả hàm lƣợng %Fe trong quặng? Thí dụ 2: Để xác định nƣớc kết tinh trong muối BaCl2.2H2O, thƣờng sấy muối ở nhiệt độ cao để đuổi hết nƣớc và dựa vào lƣợng cân của muối trƣớc và sau khi sấy để tính hàm lƣợng % của nƣớc kết tinh II. Yêu cầu đối với dạng kết tủa và dạng cân 1. Dạng kết tủa - Trong phân tích khối lƣợng, dạng kết tủa là dạng hợp chất tạo thành khi cho thuốc thử tạo phản ứng kết tủa với cấu tử xác định. 2+ Thí dụ3: Để xác định Ba trong muối BaCl2.2H2O , thƣờng làm kết tủa ion Ba dƣới dạng muối barisunfat BaSO4 ít tan. Sau đó, lọc kết tủa, rửa sạch, sấy khô, nung rồi cân. 72
  73. Trong thí dụ này, dạng kết tủa là BaSO4 - Các hợp chất dùng làm dạng kết tủa phải thoả mãn các yêu cầu sau:  Kết tủa phải thực tế không tan, lƣợng nguyên tố cần phân tích còn lại trong dung dịch sau khi kết tủa phải rất nhỏ, không vƣợt quá độ nhậy của cân phân tích.  Kết tủa phải có độ tinh khiết cao. Nếu có tạp chất lẫn vào thì đó phải là loại tạp chất có thể loại ỏ đƣợc dễ dàng khi lọc, rửa, sấy và nung  Kết tủa hình thành trong điều kiện dễ xử lý lọc, rửa  Dạng kết tủa phải chuyển thành dạng cân dễ dàng và hoàn toàn khi sấy và nung Thuận lợi nhất là chọn đƣợc kết tủa ở trạng thái tinh thể hạt to vì chúng ít hấp thụ tạp chất, dễ lọc, dễ rửa 2. Dạng cân - Dạng cân là hợp chất mà ta đo trực tiếp khối lƣợng của nó để tính kết quả phân tích. Trong nhiều trƣờng hợp, dạng kết tủa và dạng cân là một. Tuy nhiên, cũng có trƣờng hợp dạng kết tủa có thành phần không xác định nên cần phải xử lý dạng kết tủa để chuyển thành dạng cân có thành phần xác định và cân đƣợc. Trong trƣờng hợp phân tích ở thí dụ 3, dạng cân cùng với dạng kết tủa là BaSO4. Nhƣng trong thí dụ 1 trên, thì dạng kết tủa là Fe(OH)3 , còn dạng cân là Fe2O3 - Yêu cầu của dạng cân sử dụng trong phân tích nhƣ sau:  Dạng cân có thành phần cố định đúng với công thức hoá học xác định. Vì khi tính toán kết quả phân tích ta phải dựa vào khối lƣợng và công thức hoá học của dạng cân  Dạng cân phải khá bền về mặt hoá học, không bị thay đổi trong quá trình thao tác phân tích nhƣ: không tự phân huỷ, trong không khí không hút ẩm, không tác dụng với oxi và khí CO2 ,  Hàm lƣợng của cấu tử cần phân tích trong dạng cân càng nhỏ càng tốt. Điều này nhằm giảm sai số mắc phải khi thao tác phân tích nhƣ cân, đo, rửa, III. Điều kiện kết tủa hoàn toàn một chất 73