GIAO AN hoa phan tich

BỘ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO
ĐẠI HỌC DUY TÂN
KHOA KHOA HỌC TỰ NHIÊN


BÀI GIẢNG
HỐ HỌC PHÂN TÍCH

GIẢNG VIÊN: TS. LÊ VĂN THUẬN

Đà Nẵng 05/2016


Phân bố giờ giảng dạy: 30 giờ

Buổi (2 giờ)
1

Nội dung
Giới thiệu đề cương môn học
Chương 1: Dung dịch chất điện ly-Cân bằng hố học

2,3
4,5,6,7
8

Chương 2: Đại cương về phân tích khối lượng và phân tích thể
tích
Chương 3: Cân bằng axit-bazơ-Phương pháp chuẩn độ axit-bazơ
Kiểm tra thường kì

9,10,11

Chương 4: Cân bằng oxi hóa – khử. Chuẩn độ oxi hóa – khử

12, 13

Chương 5: Cân bằng tạo phức chất. Phương pháp chuẩn độ tạo
phức

14,15

Chương 6: Cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tanPhương pháp chuẩn độ kết tủa

Giảng viên biên soạn

Lê Văn Thuận

Đà Nẵng, ngày

tháng năm 2016

Xét duyệt của trưởng bộ môn

Ths. Phan Thị Việt Hà

2


MỤC LỤC
Mở đầu ...........................................................................................................................................6

CHƯƠNG 1. DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY VÀ CÂN BẰNG HÓA HỌC ..............................8
1.1. Sự điện ly và chất điện ly .......................................................................................................8
1.1.1. Định nghĩa về sự điện ly và chất điện ly ..........................................................................8
1.2.2. Phân loại chất điện ly .......................................................................................................8
1.2. Các định luật cơ bản của hóa học áp dụng cho các hệ trong dung dịch chất điện ly ...........11
1.2.1. Định luật bảo toàn nồng độ ban đầu ..............................................................................11
1.2.2. Định luật bảo tồn điện tích (BTĐT ) ............................................................................11
1.3. Hoạt độ .................................................................................................................................12
1.4. Cân bằng hóa học .................................................................................................................13
CHƯƠNG 2. ĐẠI CƯƠNG VỀ PHÂN TÍCH KHỐI LƯỢNG VÀ PHÂN TÍCH THỂ TÍCH .16
2.1. Phương pháp phân tích khối lượng.......................................................................................16
2.1.1. Nguyên tắc chung của phương pháp phân tích khối lượng ...........................................16
2.1.2. Các phương pháp phân tích khối lượng .........................................................................17
2.1.3. Phương pháp phân tích kết tủa.......................................................................................17
2.2. Phương pháp phân tích thể tích ............................................................................................20
2.2.1. Nguyên tắc của phương pháp.........................................................................................20
2.2.2. Các loại phản ứng sử dụng trong phân tích thể tích.......................................................22
2.2.3. Phân loại các phương pháp chuẩn độ.............................................................................23
2.2.4. Các cách biểu diễn nồng độ trong phân tích ..................................................................24
2.2.5. Các bài tốn về nồng độ dung dịch ................................................................................26
CHƯƠNG 3. CÂN BẰNG AXIT-BAZƠ. PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ AXIT-BAZƠ ........29
3.1. Ý nghĩa thực tế các quan niệm về axit-bazơ.........................................................................29
3.1.1.Thuyết axit - bazơ theo Arrehenius ................................................................................29
3.1.2. Axit - bazơ theo định nghĩa của Bronsted - Lowry .......................................................29
3.2. Cân bằng axit- bazơ trong mơi trường nước.........................................................................31
3.2.1. Tích số ion của nước, chỉ số hydrogen ..........................................................................31
3.2.2. Quan hệ giữa Ka của một axit với Kb của một bazơ liên hợp ........................................31
3.2.3. Tính pH của một axit, bazơ hoặc muối trong nước .......................................................32
3.2. Dung dịch đệm .....................................................................................................................33
3.2.1. Định nghĩa và phân loại .................................................................................................33

3.2.2. Cơ chế tác dụng đệm......................................................................................................34
3


3.2.3. pH của dung dịch đệm ...................................................................................................34
3.3.4. Đệm dung .......................................................................................................................36
3.3.5. Ứng dụng của dung dịch đệm ........................................................................................37
3.4. Phương pháp chuẩn độ axit – bazơ......................................................................................37
3.4.1. Bản chất của phương pháp chuẩn độ axit – bazơ...........................................................37
3.4.2. Chất chỉ thị axit – bazơ ..................................................................................................38
3.4.3. Cách xác định điểm tương đương trong phương pháp trung hòa ..................................39
3.5. Các trường hợp chuẩn độ......................................................................................................41
3.5.1. Chuẩn độ axit mạnh bằng bazơ mạnh và ngược lại .......................................................41
3.5.2. Chuẩn độ axit yếu bằng bazơ mạnh và ngược lại ..........................................................46
3.5.3. Một số ví dụ về phương pháp chuẩn độ axit – bazơ ......................................................49
CHƯƠNG 4. CÂN BẰNG OXI HÓA - KHỬ & CHUẨN ĐỘ OXI HÓA - KHỬ ....................52
4.1. Cân bằng oxi hố - khử.........................................................................................................52
4.1.1. Định nghĩa phản ứng oxi hóa khử..................................................................................52
4.1.2. Cách thành lập các phương trình oxi hố - khử theo phương pháp ion- electron ..........52
4.1.3. Thế oxi hóa khử - chiều của phản ứng oxi hóa khử .......................................................53
4.1.4. Hằng số cân bằng của phản ứng oxi hóa khử ................................................................57
4.2. Chuẩn độ oxi hóa khử ..........................................................................................................57
4.2.1. Chất chỉ thị trong phương pháp oxi hóa khử .................................................................57
4.2.2. Đường định phân trong phương pháp chuẩn độ oxi hoá khử ........................................59
4.2.3. Các phương pháp chuẩn độ oxi hoá khử hay dùng ........................................................61
CHƯƠNG 5. CÂN BẰNG TẠO PHỨC CHẤT VÀ PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ PHỨC
CHẤT ..........................................................................................................................................68
5.1. Cân bằng tạo phức chất ........................................................................................................68
5.1.1. Khái niệm phức chất ......................................................................................................68
5.1.2. Độ bền của phức chất .....................................................................................................69

5.1.3. Tính nồng độ cân bằng của các cấu tử trong dung dịch phức chất ................................72
5.2. Thuốc thử hữu cơ ..................................................................................................................74
5.2.1. Các phản ứng của thuốc thử hữu cơ...............................................................................74
5.2.2. Đặc tính của thuốc thử hữu cơ .......................................................................................75
5.2.3. Một vài loại thuốc thử hữu cơ thường gặp trong hóa phân tích.....................................75
5.3. Phương pháp chuẩn độ tạo phức chất, và phương pháp chuẩn độ complexon .....................76
5.3.1. Phương pháp thủy ngân .................................................................................................76
5.3.2. Phương pháp xyanua ......................................................................................................77
5.3.3. Phương pháp complexon ...............................................................................................77
4


CHƯƠNG 6. CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH CHỨA HỢP CHẤT ÍT TAN - PHƯƠNG
PHÁP CHUẨN ĐỘ KẾT TỦA ...................................................................................................84
6.1. Cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan ....................................................................84
6.1.1. Tích số tan. Quy tắc tích số tan ......................................................................................84
6.1.2. Quan hệ giữa độ tan và tích số tan. Các yếu tố ảnh hưởng ............................................85
6.1.3 Kết tủa phân đoạn ...........................................................................................................88
6.1.4. Chuyển một hợp chất khó tan này sang một hợp chất khó tan khác..............................91
6.1.6. Lý thuyết về cấu tạo kết tủa ...........................................................................................92
6.1.7. Cộng kết và kết tủa sau ..................................................................................................93
6.1.8. Vai trò của cộng kết trong phân tích ..............................................................................95
6.2. Phương pháp chuẩn độ kết tủa..............................................................................................95
6.2.1. Đặc điểm của phương pháp ...........................................................................................95
6.2.2. Đường định phân trong phương pháp bạc .....................................................................96
6.2.3. Cách xác định điểm cuối ................................................................................................98

5

Mở đầu
Hóa phân tích là bộ mơn của ngành hóa học nghiên cứu về các phương
pháp xác định thành phần cấu tạo và hàm lượng các thành phần của những mẫu
khảo sát. Hóa phân tích bao gồm phân tích định tính và phân tích định lượng.
Nhiệm vụ của phân tích định tính là xác định vật chất nghiên cứu được cấu tạo
từ các thành phần nào, cịn của phân tích định lượng là xác định hàm lượng của
các thành phần cấu tạo nên chất nghiên cứu.
Phân tích định tính dựa vào sự chuyển hóa chất phân tích thành hợp chất
mới có những tính chất đặc trưng dễ nhận biết như có màu hay có trạng thái vật
lý đặc trưng (giải phóng khí, kết tủa...). Để giải quyết nhiệm vụ của phân tích
định tính người ta thường dùng phương pháp phân tích hố học: phương pháp
H2S, phương pháp axit-bazơ hoặc các phương pháp phân tích hố lý: phân tích
phổ phát xạ nguyên tử, phân tích huỳnh quang, phương pháp quang kế ngọn lửa
v.v.
Phương pháp phân tích định lượng dựa trên phép đo các thuộc tính hóa học,
vật lý hoặc hóa lý của các chất hoặc của các phản ứng hóa học mà chất cần xác
định tham gia. Trong phân tích định lượng người ta thường dùng các phương
pháp phân tích hố học như: phân tích khối lượng, phân tích thể tích hoặc các
phương pháp hố lý như: đo màu, phân tích phổ hấp thụ nguyên tử, các phương
pháp phân tích điện hố, các phương pháp phân tích sắc kí…
Vai trị chủ yếu của hóa phân tích là phân tích định lượng. Tuy nhiên trong
thực tế muốn xác định hàm lượng một mẫu chưa biết thành phần rất phức tạp, vì
sự có mặt của cấu tử (nguyên tố, ion, phân tử, chất) này có thể cản trở việc xác
định cấu tử khác. Do đó, dù có u cầu hay khơng, với một mẫu chưa biết thành
phần phải tiến hành phân tích định tính trước để có thể lựa chọn được phương
pháp phân tích định lượng thích hợp và cho kết quả chính xác.
Dựa vào các phương pháp phân tích, người ta đã tìm ra những định luật hóa
học quan trọng như định luật thành phần không đổi, định luật tỉ lệ bội, định luật
đương lượng, xác định được nguyên tử khối của một số ngun tố, thành lập
được cơng thức hóa học của nhiều hợp chất...Hóa học phân tích tạo điều kiện

thuận lợi cho việc phát triển các môn khoa học tự nhiên như địa hóa học, địa
chất học, khống vật học, vật lý học, sinh vật học, y học, hóa kỹ thuật, cơng
nghiệp luyện kim. Hóa phân tích đóng vai trị đặc biệt quan trọng đối với ngành
dược, cung cấp các phương pháp để phân tích thành phần, kiểm tra độc tính và
xác định chất lượng của các loại thuốc.
6


Vai trị của hóa phân tích ngày càng cao cũng có nghĩa là yêu cầu đối với
ngành và người làm cơng tác phân tích ngày càng khắc khe hơn. Với ngành phân
tích, phải ln phát triển để theo kịp đà phát triển của các ngành khác. Với
người phân tích, do có sư tương quan giữa các ngành khoa học tự nhiên nên
người phân tích cần phải có kiến thức về các mơn tốn, lý, hóa đại cương, hóa
vơ cơ, hóa lý và tin học để có thể nắm vững nguyên tắc của các phương pháp và
có thể đi sâu vào các phương pháp mới dựa trên các căn bản sẵn có. Ln cập
nhật kiến thức mới để có thể cải tiến hay đưa ra phương pháp mới ngày càng
phù hợp hơn với thực tế. Ngoài ra, cần phải cẩn thận, kiên nhẫn, chính xác trong
thao tác phân tích, trung thực trong việc ghi nhận các sự kiện và kết quả đạt
được.

7


CHƯƠNG 1
DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY VÀ CÂN BẰNG HÓA HỌC
Mục tiêu:
- Biết được các khái niệm về dung dịch chất điện ly, phân loại chất điện ly.
- Khái niệm về hoạt độ, hằng số cân bằng.
1.1. Sự điện ly và chất điện ly
1.1.1. Định nghĩa về sự điện ly và chất điện ly

- Điện ly là sự phân ly của một chất có liên kết ion hoặc liên kết cộng hoá
trị phân cực thành các ion riêng rẽ trong mơi trường nước hoặc khi nóng chảy.
- Chất điện ly là những chất khi tan trong dung môi (dung môi thường dùng
là nước) phân ly thành các ion. Dung dịch chất điện ly có khả năng dẫn điện. Ví
dụ: Các muối axit, bazơ.
- Chất không điện ly là chất khi tan trong nước tạo thành dung dịch khơng
dẫn điện. Ví dụ: Dung dịch đường, dung dịch rượu…
Ví dụ: NaCl, HCl hịa tan được trong nước hoặc các dung mơi phân cực
khác
HCl → H+ + ClNaCl → Na+ + ClPhương trình điện ly cho chất điện ly có cơng thức tổng quát AmBn:
mA n+

⇄

AmBn

+

nB m-

1.2.2. Phân loại chất điện ly
- Chất điện ly mạnh là những chất có khả năng phân ly hoàn toàn thành các

ion trong dung dịch, thường là các hợp chất có liên kết ion hay liên kết cộng hố
trị phân cực mạnh. Ví dụ: các muối vơ cơ, muối hữu cơ, các axit vô cơ, các bazơ
vô cơ nhóm kim loại kiềm, kiềm thổ.
KNO3 → K+ + NO3NaOH → Na+ + OHH2SO4 → 2H+ + SO42- Chất điện ly yếu là những chất phân ly khơng hồn tồn trong dung dịch

(chỉ có 1 phần số phân tử hòa tan phân li ra ion, phần còn lại vẫn tồn tại dưới
dạng phân tử trong dung dịch), thường là các chất có liên kết cộng hố trị phân

cực yếu hay liên kết cho nhận. Ví dụ: các axit, bazơ vô cơ yếu, hầu hết các axit,
8


bazơ hữu cơ, các ion phức.
H2CO3 ⇄ H+ + HCO3CH3COOH ⇄ H+ + CH3COO[Fe(CN)6]4- ⇄ Fe2+ + 6CNĐể phân loại chất điện ly người ta dựa vào độ điện ly (kí hiệu là α) và hằng
số điện ly (kí hiệu Kđ).
- Độ điện ly (α) là tỷ số giữa số phân tử đã phân ly thành ion (n) và tổng số
phân tử đã hoà tan (no) hay tỷ số giữa nồng độ chất đã điện ly (x) và nồng độ
chất đã hồ tan (C)
α=

𝑛
𝑛𝑜

=

𝑥
𝐶

Ví dụ: Dung dịch HF trong nước có nồng độ 0,1M ở 25oC có α = 0,09
nghĩa là cứ hồ tan 100 phân tử thì có 9 phân tử phân ly thành ion.
 Dung dịch các chất không điện ly: α =0
 Dung dịch các chất điện ly hoàn toàn: α = 1 Như vậy độ điện ly có thể có
giá trị 0 ≤ α ≤1.
 α < 0,02: Chất điện ly yếu (các axit yếu, các bazơ yếu HCOOH,
CH3COOH, dd NH3, ).
 0,02 ≤ α < 0,3: Chất điện ly trung bình (HF, H2SO3 ở nấc 1).
 α ≤ 0,3: Chất điện ly mạnh các axit mạnh, các bazơ mạnh, các muối
trung tính (HCl, H2SO4, HNO3, KOH, NaOH, NaCl, NaNO3, K2SO4).

Tuy nhiên trong thực tế khi xác định độ điện ly của dung dịch chất điện ly
mạnh thì α thường nhỏ hơn 1 (α chỉ bằng 1 khi dung dịch được pha lỗng vơ
cùng). Ngun nhân là do ở những dung dịch có nồng độ cao xảy ra tương tác
tĩnh điện giữa các ion hoặc sự tụ hợp giữa các ion với phân tử.
Kết luận: độ điện ly α phụ thuộc vào bản chất của chất tan, dung môi,
nồng độ dung dịch và nhiệt độ.
Hằng số điện ly (K) là hằng số cân bằng của phản ứng phân ly, là tỷ số
giữa phân tích số nồng độ của sản phẩm đã điện ly và phân tích số nồng độ
chưa điện ly. Với chất điện ly AmBn
K=

[𝐴𝑛+ ]𝑚 .[𝐵𝑚− ]𝑛
[𝐴𝑚 𝐵𝑛 ]

K đặc trưng cho khả năng điện ly của chất điện ly, K càng lớn thì chất
điện ly càng mạnh, chất điện ly phân ly ra các ion càng nhiều và ngược lại. K
9


phụ thuộc vào bản chất của chất điện ly, dung mơi và nhiệt độ. Trong tính tốn,
người ta cịn sử dụng đại lượng pK với quy ước pK= -lgK. Một chất điện ly có
pK càng nhỏ thì có khả năng điện ly càng mạnh trong dung dịch.
- Quan hệ giữa hằng số điện ly và độ điện ly. Định luật pha lỗng
Ostwald.
Xét q trình phân ly của một axit yếu HA có nồng độ ban đầu Co, hằng
số điện ly K và độ điện ly α
HA ⇄ H+ + ANồng độ ban đầu

C

0

0

Nồng độ khi điện ly

αC

αC

αC

C- αC

αC

αC

Nồng độ cân bằng

K=

[H+ ].[A− ]
[HA]

=

αC.αC
C− αC

=

αC2
1−α

Khi α << 1 thì có thể coi 1-α ≈ 1, khi đó ta có biểu thức đơn giản hơn:
𝐾
𝛼=√
𝐶
Nếu biết độ điện ly α ở một nhiệt độ xác định có thể tính được K và ngược
lại.
Biểu thức trên cho thấy: độ điện ly tỷ lệ nghịch với căn bậc hai của nồng
độ chất điện ly. Đó là nội dung của định luật pha lỗng Ostwald. Như vậy khi
nồng độ giảm nghĩa là khi pha loãng thì độ điện ly của dung dịch tăng lên.
Ví dụ:
1. Tính độ điện ly của dung dịch HCOOH có nồng độ 3.10 -1M.
Biết KHCOOH = 1,77.10-4, MHCOOH = 46 g/mol.
HCOOH ⇄ H+ + HCOOK=

[𝐻 + ].[𝐻𝐶𝑂𝑂 − ]
[𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻]

Gọi x = [HCOO-] = [H+] ⇒ [HCOOH] = 3.10-1 – x (M)
K=

𝑥.𝑥
3.10−1 – x

= 1,77. 10-4

Giải phương trình bậc hai: x2 + 1,77.10-4x – 5,31.10-5 = 0 ta tính được:
x = 7,3.10-3 M vậy α = 7,3.10-3/3.10-1 = 2,43.10-2 = 2,43%

10


Ta có thể giải bài tốn trên bằng phương pháp gần đúng:
Nếu giả thiết x << 3.10-1 nên bỏ qua x bên cạnh 3.10-1 khi đó phương trình bật
hai trở thành x2 = 3.10-1.1,77.10-4 giải ra x = 7,29.10-3M và α = 2,43%.
2. Tính hằng số điện ly của CH3COOH biết dung dịch có nồng độ 0,1M và
độ điện ly 0,0132
Vì α<<1 nên K= α2.C= (0,0132)2.10-1= 1,74.10-5
1.2. Các định luật cơ bản của hóa học áp dụng cho các hệ trong dung dịch
chất điện ly
1.2.1. Định luật bảo toàn nồng độ ban đầu
Nội dung: Nồng độ ban đầu của một cấu tử bằng tổng nồng độ cân bằng
của các dạng tồn tại của cấu tử đó có mặt trong dung dịch.
Chú ý: Nếu ban đầu cấu tử tồn tại ở dạng đơn nhân còn ở trạng thái cân
bằng lại đa nhân thì nồng độ của dạng đa nhân phải nhân với hệ số tương ứng.
Ví dụ: Dung dịch K2CrO4 0,1M tồn tại dưới các dạng sau: CrO42-, Cr2O72-,
HCrO -. Biểu thức ĐLBT nồng độ đối với K+: [K+] = 2[K CrO ] = 0,2M
4

2

4

Biểu thức ĐLBT đối với CrO4: [CrO42-] = [CrO42-] + 2[Cr2O72-] + [HCrO4-]
1.2.2. Định luật bảo toàn điện tích (BTĐT )
Trong dung dịch các chất điện ly, nồng độ các phân tử thường được biểu

diễn theo mol/l. Thường sử dụng các quy ước:
- Nồng độ gốc Co là nồng độ của chất trước khi đưa vào hỗn hợp phản ứng.
- Nồng độ ban đầu C là nồng độ của chất trong hệ trước khi tham gia phản
ứng.
- Nồng độ cân bằng hay ký hiệu [] là nồng độ của của các cấu tử sau khi
phản ứng đã xảy ra và đạt tới trạng thái cân bằng.
Ví dụ: trộn 10 mL dung dịch NaCl 0,1M với 5 mL dung dịch AgNO3
0,25M thì:
- Nồng độ gốc Co(NaCl) = 0,1M, Co(AgNO3) = 0,25M.
-Nồng độ ban đầu:
C=

𝐶 𝑜𝑉 𝑜
𝑉 𝑜 +𝑉

⇒ 𝐶𝑁𝑎𝐶𝑙 =

0,1.10
10+5

= 0,067𝑀 và 𝐶𝐴𝑔𝐶𝑙 =

0,25.5
10+5

= 0,083𝑀

- Nồng độ cân bằng [Na+] = CNaCl = 0,067M; [NO3-] = CAgCl = 0,083M;
11

Nhưng [Ag+] < CAgNO3 và [Cl-]< CNaCl vì hai ion này phản ứng với nhau.
Nội dung định luật BTĐT: Tổng điện tích âm của các anion phải bằng
tổng điện tích dương của các cation (điện tích của mỗi loại ion bằng tích nồng
độ cân bằng nhân với điện tích của ion tương ứng).
[i] × zi = tổng điện tích của ion i
Ví dụ: Dung dịch K2CrO4 trong mơi trường axit tồn tại các ion: H+, K+,
CrO42-, Cr2O72-, HCrO4-.
[H+]+[K+]=[HCrO4-]+2[Cr2O72- ]+2[CrO4-]
1.3. Hoạt độ
Khi nghiên cứu về dung dịch điện phân ngoài tương tác ion - lưỡng cực của
dung mơi trong qtrình hình thành cũng như tính bền vững của dung dịch cịn 1
tương tác nữa cần xét tới đó là tương tác giữa các ion trong dung dịch.
Ðối với các dung dịch lỗng mà ở đó các ion đủ xa nhau tương tác tĩnh
điện giữa các ion được bỏ qua và dung dịch được xem như là một hệ lý tưởng.
Tuy nhiên khi nồng độ tăng dần thì khoảng cách giữa các ion nhỏ dần , bắt đầu
xuất hiện sự xen phủ các lớp vỏ solvat của các ion riêng rẽ khiến cho tương tác
tĩnh điện giữa các ion trở nên rất phức tạp và thuộc tính của dung dịch càng ngày
càng xa thuộc tính của hệ lý tưởng. Hơn nữa khoảng cách nhỏ giữa các cation &
anion còn dẫn tới hiện tượng liên hợp ion trong đó tương tác giữa các ion trái
dấu không thể xem thuần túy là tĩnh điện. Do đó khi mơ tả các thuộc tính của
dung dịch điện phân mà vẫn sử dụng các phương trình nhiệt động của hệ lý
tưởng Lewis thay nồng độ bằng một đại lượng mới đó là nồng độ hoạt động hay
hoạt độ.
Ký hiệu: a.
Sự liên hệ giữa nồng độ và hoạt độ được cho bởi hệ thức:
a = f. C
f: Hệ số hoạt độ. Phản ánh mức độ tương tác giữa các ion trong dung dịch
và có thể coi như là một hệ số hiệu chỉnh sự sai lệch giữa dung dịch thật với
dung dịch lý tưởng.

Ở dung dịch loãng f → 1 ⇒ a → C
Phương trình tính f được thiết lập dựa trên lý thuyết động học phân tử, định
luật Debye Huckel:
lgfi =

−0,509𝑍𝑖 2 .√𝜇
1+√𝜇

Trong đó Zi là điện tích của ion i, µ là lực ion.
12

(*)


1

Lực ion được tính theo cơng thức: 𝜇 = ∑𝑛𝑖=1 𝐶𝑖 𝑍𝑖 2
2

Trong đó: i là ion thứ i; n là tổng số ion có trong dung dịch.
Nếu µ < 0,01 → lgfi = −0,509𝑍𝑖 2 . √𝜇
Nếu 0,01 ≤ µ < 0,2 ta tính lgf theo cơng thức (*).
Nếu µ ≥ 0,2 thì f được tính theo cơng thức:
lgfi =

−0,509𝑍𝑖 2 .√𝜇
1+√𝜇

+ ℎ𝜇

Trong đó: h là hệ số được xác định bằng thực nghiệm, hệ số này thay đổi
đối với mỗi ion.
Ví dụ: Tính hoạt độ của ion Ca2+ trong dung dịch gồm CaCl2 0,01M và
NaNO3 0,01M.
Trong dung dịch tồn tại các cân bằng điện ly sau:
CaCl2

→

Ca2+ +

0,01

2Cl-

0,01

NaNO3 → Na+
0,01

2.0,01
+ NO3-

0,01

0,01

1

2

2
2
2
−
−
+
Lực ion µ = ([𝐶𝑎2+ ]. 𝑍𝐶𝑎
2+ + [𝐶𝑙 ]. 𝑍𝐶𝑙 − + [𝑁𝑎 ]. 𝑍𝑁𝑎 + + [𝑁𝑂3 ]. 𝑍𝑁𝑂 − )
3
2

1

µ = (0,01.22 + 0,02.12 + 0,01.12 + 0,01.12) = 0,04
2

𝑙𝑔𝑓𝐶𝑎2+ =

−0,509.22 √0,04
1+√0,04

= −0,333 → 𝑓𝐶𝑎2+ = 0,464

𝑎𝐶𝑎2+ = 𝑓𝐶𝑎2+ . 𝐶𝐶𝑎2+ = 0,464.0,01 = 0,0046
1.4. Cân bằng hóa học
Nhiều phản ứng hóa học được sử dụng trong hóa phân tích khơng đạt được
độ chuyển hóa hồn toàn của chất phản ứng thành sản phẩm. Thay vào đó,
những phản ứng này đạt trạng thái mà tỉ lệ giữa nồng độ chất phản ứng và sản
phẩm là hằng số, trạng thái này được gọi là trạng thái cân bằng hóa học
(chemical equilibrium).

Xét phản ứng thuận nghịch:
mA + nB ⇄ pC + qD
Gọi v1 là tốc độ của phản ứng thuận và v2 là tốc độ của phản ứng nghịch .
13


Theo định luật tác dụng khối lượng về tốc độ phản ứng ta có:
v1 = k1. CAm. CBn
v2 = k2. CCp. CDq
Trong đó: k1 và k2 là hằng số tốc độ của phản ứng thuận và nghịch.
Trong quá trình phản ứng, tốc độ phản ứng theo chiều thuận giảm dần, còn
tốc độ phản ứng theo chiều nghịch tăng dần. Khi tốc độ phản ứng theo chiều
nghịch bằng tốc độ phản ứng theo chiều thuận thì phản ứng đạt tới trạng thái
cân bằng.
𝑝

𝑞

Khi đó v1 = v2 hay k1. 𝐶𝐴𝑚 . 𝐶𝐵𝑛 = k2. 𝐶𝐶 . 𝐶𝐷
Lập tỉ số:

𝑘1
𝑘2

𝑝

=

𝑞

𝐶𝐶 .𝐶𝐷

𝐶𝐴𝑚 .𝐶𝐵𝑛

=𝐾

Người ta gọi K là hằng số cân bằng của phản ứng, kí hiệu là K c . Để phân
biệt nồng độ của các chất ở trạng thái cân bằng và nồng độ các chất ở trạng thái
bất kỳ người ta ký hiệu nộng độ ở trạng thái cân bằng qua dấu móc vng [].
Do đó,
Kc =

[𝐶]𝑝 .[𝐷]𝑞
[𝐴]𝑚 .[𝐵]𝑛

Như vậy hằng số cân bằng nồng độ (Kc) biểu diễn mối quan hệ giữa nồng
độ chất phản ứng và nồng độ sản phẩm tạo thành ở trạng thái cân bằng. K c phụ
thuộc vào nhiệt độ.
Đối với cân bằng xảy ra trong dung dịch, các phần tử tham gia phản ứng
và tạo thành sau phản ứng thường là các ion, khi đó nếu tính lực tương tác tĩnh
điện giữa các ion, thì nồng độ phải thay bằng hoạt độ. Trong thực tế, để tính
tốn được đơn giản, hằng số cân bằng hoạt độ thường được coi bằng hằng số
cân bằng nồng độ, tức là bỏ qua sự tương tác tĩnh điện giữa các ion trong dung
dịch và khi đó hệ số hoạt độ bằng 1.
Một số cân bằng hoá học dùng trong hố phân tích:
- Cân bằng axit-bazơ

Cân bằng phân ly của axít:
HA ⇄ H+ + A-

Ka =

[𝐻 + ].[𝐴− ]
[𝐻𝐴]

Ka gọi là hằng số phân ly axit (gọi tắt là hằng số axit).

14


Cân bằng phân ly của bazơ:
BOH ⇄ B+ + OH-

Kb =

[𝐵 + ].[𝑂𝐻 − ]
[𝐵𝑂𝐻]

Kb gọi là hằng số phân ly bazơ (hằng số bazơ).
- Cân bằng tạo phức

Ag+ + NH3 ⇄ Ag(NH3)+

𝛽1 =

AgNH3+ + NH3 ⇄ Ag(NH3)2+

𝛽2 =

[Ag(NH3 )+ ]

[𝐴𝑔+ ]∙[𝑁𝐻3 ]
[Ag(NH3 )2+ ]
[Ag(NH3 )+ ]∙[𝑁𝐻3 ]

β1, β2 là hằng số tạo thành từng nấc của các phức chất Ag(NH3)+ và
Ag(NH3)2+
Fe3+ + OH- ⇄ Fe(OH)2+

β1.1 =

Fe3+ + OH- ⇄ Fe(OH)2+

β1.2 =

[Fe(OH)+
2]
[Fe3+ ]∙[OH− ]
[Fe(OH)+
2]
[Fe3+ ]∙[OH− ]2

β1.1, β1.2 là hằng số tạo thành tổng hợp của các phức chất Fe(OH) 2+ và
Fe(OH)2+
- Cân bằng kết tủa

Ts = [𝐴𝑔+ ]. [𝐶𝑙 − ]

AgCl ⇄ Ag+ + ClTs là tích số tan của AgCl

Câu hỏi và bài tập chương 1

1. Tính độ điện ly của HCN trong dung dịch có nồng độ 1M.
Biết KHCN = 6,2.10-10
2. Tính nồng độ của dung dịch CH3COOH khi độ điện ly của nó là 2%.
Biết Ka của CH3COOH bằng 1,75.10-5.
3. Tính lực ion của các dung dịch
a. AlCl3 0,003M + HCl 0,02M
b. Al2(SO4)3 0,06M + Na3Fe(CN)6 0,1M + HCl 0,05M
c. HClO4 0,05M + CrCl3 0,05M
4. Tính hệ số hoạt độ của ion OH- trong dung dịch NaOH 0,1M và Na2SO4
0,05M .
15


CHƯƠNG 2
ĐẠI CƯƠNG VỀ PHÂN TÍCH KHỐI LƯỢNG
VÀ PHÂN TÍCH THỂ TÍCH
Mục tiêu:
- Biết được một số phương pháp phân tích khối lượng. Các khái niệm
trong phương pháp phân tích thể tích như sự chuẩn độ, điểm tương đương,
điểm cuối chuẩn độ, chất chỉ thị, dung dịch chuẩn, dung dịch chuẩn gốc, chất
gốc, sai số...
- Biết được các phương pháp phân tích thể tích và các phương pháp chuẩn
độ
2.1. Phương pháp phân tích khối lượng
2.1.1. Nguyên tắc chung của phương pháp phân tích khối lượng
Để xác định khối lượng của cấu tử M có trong đối tượng phân tích X,
người ta tách hoàn toàn M ra khỏi các cấu tử khác dưới dạng một hợp chất hóa
học có thành phần xác định, ví dụ MxAy. Dựa vào lượng cân của X và của MxAy
mà tính khối lượng M hoặc hàm lượng % của M có trong đối tượng phân tích.
Dưới đây là một số phương pháp xác định hàm lượng của cấu tử thường dùng

trong hóa phân tích:
- Tách cấu tử xác định dưới dạng hợp chất ít tan bằng phản ứng tạo kết tủa.
Ví dụ định lượng sunfat bằng cách làm kết tủa dưới dạng BaSO4.
- Nếu cấu tử xác định dễ bay hơi hoặc có thể dễ dàng chuyển thành hợp
chất dễ bay hơi ở những điều kiện thực nghiệm xác định thì có thể dùng phương
pháp đuổi bằng cách đun nóng hoặc nung mẫu phân tích ở nhiệt độ cao và dựa
vào khối lượng giảm đi khi xử lý phân tích nhiệt mà suy ra hàm lượng cấu tử
xác định trong đối tượng phân tích. Ví dụ để xác định nước kết tinh có trong
BaCl2.nH2O, mẫu được sấy ở nhiệt độ 120OC cho đến khi đuổi hết nước. Dựa
vào độ giảm khối lượng của mẫu trước và sau khi sấy xác định được hàm lượng
của nước.
- Giữ lại các cấu tử sau khi bị đuổi ra khỏi mẫu bằng một số chất hấp phụ
thích hợp. Dựa vào độ tăng khối lượng của các chất hấp khụ sau thí nghiệm mà
suy ra hàm lượng cấu tử xác định có trong mẫu phân tích. Ví dụ để xác định
lượng C và H trong các mẫu hữu cơ, mẫu được đốt cháy để chuyển C thành CO2
và H thành H2O, rồi cho hấp phụ chọn lọc để giữ lại CO2 và H2O, dựa vào khối
lượng của các chất tạo thành này sẽ tính được hàm lượng C và H trong mẫu.
Trong các phương pháp trên thì phương pháp phân tích khối lượng dựa trên
phản ứng tạo kết tủa đóng vai trị quan trọng và có ứng dụng rộng rãi nhất.
16


2.1.2. Các phương pháp phân tích khối lượng
a. Phương pháp đẩy
Nguyên tắc: dựa vào việc tách thành phần cần xác định ở dạng đơn chất rồi
cân.
Ví dụ: Xác định vàng trong một hợp kim như sau: hòa tan hợp kim bằng
nước cường toan thành dung dịch, đem chế hóa dung dịch đó bằng những thuốc
thử thích hợp rồi khử chọn lọc và định lượng vàng (III) thành vàng kim loại Au.
Lọc rửa kết tủa Au rồi sấy và nung đến khối lượng không đổi, làm nguội rồi cân.

b. Phương pháp kết tủa
Nguyên tắc: Trong phương pháp này ta dùng phản ứng kết tủa để tách chất
nghiên cứu ra khỏi dung dịch phân tích, thu lấy kết tủa, lọc, rửa, đem nung rồi
cân.
Ví dụ: phân tích lượng Fe trong một dung dịch ta có thể dùng phản ứng tạo
kết tủa Fe(OH)3, lọc kết tủa nung và cân ở dạng Fe2O3, từ khối lượng của Fe2O3
có thể tính được lượng Fe trong dung dịch.
c. Phương pháp điện phân
Nguyên tắc: Người ta điện phân để tách kim loại cần tách trên cathod Pt.
Sau khi kết thúc điện phân, đem sấy điện cực rồi cân và suy ra khối lượng kim
loại đã thoát ra trên điện cực cathod. Phương pháp này thường được dùng để xác
định kim loại trong môi trường đệm pH = 7.
d. Phương pháp chưng cất
Nguyên tắc: Chất phân tích được đem chưng cất trực tiếp hay gián tiếp.
- Trong chưng cất trực tiếp, chất phân tích được chuyển sang dạng bay hơi
rồi được hấp thụ vào chất hấp thụ thích hợp. Khối lượng của chất hấp thụ tăng
lên tương ứng với lượng chất cần xác định đã được hấp phụ.
- Trong chưng cất gián tiếp, người ta đun rồi cho bay hơi hết chất phân
tích. Chẳng hạn người ta có thể xác định hàm lượng nước được kết tinh trong
các loại muối bằng cách sấy dưới một nhiệt độ xác định.
Nói chung phương pháp chưng cất khơng phải là phương pháp phổ biến vì
nó chỉ được áp dụng khi mẫu phân tích có chứa chất bay hơi hoặc dễ dàng
chuyển sang chất bay hơi.
Sau đây ta chỉ nghiên cứu phương pháp chính là phương pháp kết tủa.
2.1.3. Phương pháp phân tích kết tủa
a. Nguyên tắc chung của phương pháp kết tủa

17

Phương pháp kết tủa là phương pháp dựa vào việc cân sản phẩm tách ra
bằng phản ứng kết tủa. Trong phương pháp này, người ta thực hiện một loạt các
thao tác như lọc, rửa, sấy, nung...
Các giai đoạn cơ bản của q trình phân tích khối lượng bằng phương pháp
kết tủa bao gồm:
- Cân mẫu và chuyển mẫu vào dung dịch.
- Làm kết tủa mẫu xác định dưới dạng hợp chất khó tan.
- Lọc và rửa kết tủa.
- Sấy, nung (nếu cần thiết) để chuyển kết tủa thành dạng cân.
- Cân sản phẩm sấy khơ.
- Tính kết quả phân tích.
Trong các giai đoạn trên thì giai đoạn kết tủa đóng vai trị quan trọng nhất.
Việc chon thuốc thử có ý nghĩa to lớn đối với độ chính xác của phép phân tích
cũng như quyết định đến thao tác xử lý kết tủa về sau. Việc chọn thuốc thử phải
căn cứ vào yêu cầu của dạng kết tủa và dạng cân.
b. Các yêu cầu đối với dạng kết tủa
- Kết tủa phải thực tế không tan, lượng nguyên tố cần phân tích cịn lại
trong dung dịch sau khi kết tủa phải nhỏ hơn 0,1mg tức là không được vượt quá
độ nhạy của cân phân tích.
Thực tế cho thấy rằng đối với các kết tủa loại AB (như BaSO4, AgCl...)
thì tích số tan phải nhỏ hơn 10−8 mới sử dụng được, còn nếu tích số tan lớn hơn
10−8 thì khơng được sử dụng. Do vậy khi tiến hành kết tủa ta phải nghiên cứu
tìm những điều kiện tối ưu để chân phân tích kết tủa hồn tồn.
- Kết tủa tạo thành phải tinh khiết, nếu có chất lạ lẫn vào thì nó phải được
loại trừ trong quá trình lọc, rửa, sấy, nung...
- Kết tủa hình thành phải trong điều kiện nào đó để dễ lọc, rửa.
- Dạng kết tủa phải chuyển thành dạng cân dễ dàng và hoàn toàn khi sấy
hoặc nung.
c. Các u cầu đối với dạng cân
- Việc tính tốn kết quả phân tích là dựa vào khối lượng của dạng cân và

cơng thức hóa học của nó nên u cầu quan trọng nhất đối với dạng cân là phải
có thành phần cố định, đúng với cơng thức hóa học.
- Dạng cân phải bền về mặt hóa học, nghĩa là trong khơng khí nó khơng
hút ẩm, khơng tác dụng với oxi và khí carbonic, khơng bị phân hủy do tác dụng
trong quá trình làm nguội và cân...
18


- Hàm lượng của nguyên tố xác định trong dạng cân càng nhỏ càng tốt,
nghĩa là hệ số chuyển G/P càng bé càng tốt vì như vậy thì sai số mắc phải khi
phân tích (do cân, do kết tủa bị tan khi rửa...) sẽ ít, tức là kết quả phân tích càng
chính xác.
d. Một vài điểm cần lưu ý của phương pháp kết tủa
Lọc kết tủa: Trong phân tích khối lượng, để lọc kết tủa người ta thường
dùng giấy lọc không tàn. Giấy lọc không tàn là loại giấy sau khi cháy hết, lượng
tro cịn lại khơng đáng kể (≤ 0,0002g). Tùy từng loại kết tủa mà chọn loại giấy
lọc cho thích hợp.
- Giấy lọc băng xanh: rất mịn, chảy chậm, dùng để lọc các kết tủa tinh thể
nhỏ.
- Giấy lọc băng trắng, băng vàng: độ mịn vừa phải, tốc độ chảy trung bình.
- Giấy lọc băng đỏ: lỗ to, chảy nhanh, dùng để lọc các kết tủa vô định hình.
Tùy theo lượng kết tủa mà chọn loại phễu và giấy lọc có kích thước phù
hợp. Giấy lọc khi gấp cho vào miệng phễu cách miệng phễu 5 ÷ 15 mm.
Trước khi lọc phải tẩm ướt giấy lọc và giữ nước đầy ở cuống phễu (tránh
có bọt), cuống phễu đặt sát thành cốc hứng dung dịch, làm như vậy dung dịch sẽ
chảy thành dòng nhanh hơn. Khi lọc đổ từ từ dung dịch vào phễu lọc theo đũa
thủy tinh. Lượng dung dịch đổ vào phễu không được quá đầy, phải cách miệng
giấy lọc khoảng 5mm. Trước tiên gạn phần dung dịch trong trước, cuối cùng
mới chuyển kết tủa lên giấy lọc.
Rửa kết tủa: Mục đích của việc rửa kết tủa là để làm sạch kết tủa, nhưng

kết tủa không bị tan mất trong quá trình rửa. Để thõa mãn yêu cầu trên ta có thể
rửa kết tủa bằng một trong các dung dịch sau đây tùy theo loại kết tủa.
- Nước rửa là dung dịch có chứa thuốc thử. Nếu thuốc thử là chất dễ bị
phân hủy hoặc bay hơi khi sấy và nung kết tủa thì có thể thêm thuốc thử vào
nước rửa, rửa bằng cách này sẽ làm giảm sự hòa tan kết tủa.
- Nước rửa là dung dịch chất điện giải, rửa bằng dung dịch này để tránh
hiện tượng pepti hóa của các kết tủa keo.
- Nước rửa là dung dịch có chứa chất để ngăn cản sự thủy phân của kết tủa
làm kết tủa tan.
- Nếu kết tủa ít tan, khơng bị thủy phân và khơng bị pepti hóa khi lọc thì
chỉ cần rửa bằng nước cất.
Đối với mọi loại kết tủa thì khi rửa cần nhớ rằng với cùng một lượng nước
rửa nên chia ra rửa nhiều lần và cần để nước rửa của lần trước chảy hết rồi mới
rửa tiếp lần sau, rửa như vậy kết tủa mới sạch.

19


Sấy kết tủa: Sau khi lọc và rửa sạch kết tủa, ta lấy một tờ giấy lọc thường
ghi tên và dựng lên phễu rồi đưa vào tủ sấy để khô ở nhiệt độ 95 ÷ 105oC trong
khoảng 20 ÷ 30 phút. Đối với loại kết tủa chỉ cần sấy đã chuyển sang dạng nung
thì cần phải sấy đi sấy lại nhiều lần cho đến khi khối lượng của kết tủa không
đổi.
Nung kết tủa: Kết tủa sau khi sấy khô được lấy ra cùng giấy lọc khỏi phễu
và chuyển vào chén nung (chén sứ hay chén Pt tùy theo yêu cầu) đã biết khối
lượng chính xác (giả sử là m1) rồi đưa vào lò nung. Mới đầu chén nung được để
ở ngồi miệng lị rồi mới dần dần chuyển vào trong lò để tránh hiện tượng nhiệt
độ tăng đột ngột, giấy lọc cháy mạnh làm bay mất kết tủa hoặc chén nung bằng
sứ dễ vỡ.
Nung kết tủa cho đến khối lượng không đổi m2. Khối lượng của dạng cân

sẽ là m1− m2.
Cân: Trước khi cân, cần cho kết tủa dạng cân vào bình hút ẩm khoảng 20
phút để đưa về nhiệt độ phòng. Đây là giai đoạn cuối cùng nhưng rất quan trong
để xác định khối lượng của kết tủa ở dạng cân. Phải cân trên cân phân tích có độ
chính xác ± 0,0001g.
2.2. Phương pháp phân tích thể tích
2.2.1. Nguyên tắc của phương pháp
a. Nguyên tắc
Phương pháp phân tích thể tích là phương pháp phân tích dựa trên việc đo
chính xác thể tích dung dịch thuốc thử (là dung dịch chuẩn) đã phản ứng vừa đủ
với dung dịch phân tích. Từ thể tích và nồng độ của dung dịch chuẩn chúng ta
tính ra hàm lượng chất cần phân tích.
Để đo thể tích chính xác của dung dịch chuẩn độ ta dùng dụng cụ là buret
(còn gọi là ống chuẩn độ) cịn bình đựng dung dịch phân tích gọi là bình nón.
Buret được chia độ đến 0,1mL, thường dùng là 25, 50, 100mL. Cịn bình nón
thường dùng có dung tích 50,100, 250 mL.
b. Một số định nghĩa và khái niệm
- Quá trình thêm từ từ dung dịch chuẩn B từ buret vào dung dịch chất xác
định A để tiến hành phản ứng phân tích gọi là q trình định phân hay sự chuẩn
độ.
- Thời điểm mà chất B thêm vào vừa đủ để tác dung hết với chất A theo
phương trình phản ứng gọi là điểm tương đương.
Để nhận biết rõ được điểm tương đương người ta dùng chất chỉ thị. Chất
chỉ thị có đặc tính thay đổi màu tại điểm tương đương trong quá trình định phân.
Thời điểm mà màu của chỉ thị thay đổi rõ rệt để dựa vào đó ta kết thúc sự định
phân được gọi là điểm kết thúc sự định phân hay là điểm cuối chuẩn độ.
20


Trong trường hợp lý tưởng thì điểm kết thúc định phân trùng với điểm

tương đương. Nhưng thực thế điểm kết thúc định phân thường sai lệch với điểm
tương đương, điều này gây ra sai số cho phép định phân.
Dung dịch B đã biết nồng độ và được dùng để xác định nồng độ của các
dung dịch khác được gọi là dung dịch chuẩn.
Dung dịch chuẩn biết nồng độ chính xác được gọi là dung dịch gốc và chất
tương ứng gọi là chất gốc. Yêu cầu của chất gốc:
+ Tinh khiết về mặt hố học, tạp chất khơng q 0,05-0,1%, có thể kết tinh
lại được và sấy khô ở một nhiệt độ nhất định.
+ Thành phần hoá học phải đúng với cơng thức hố học.
+ Chất gốc và dung dịch gốc phải bền trong thời gian bảo quản và nồng độ
không thay đổi theo thời gian.
c. Các yêu cầu của phản ứng dùng trong phân tích thể tích
Do q trình chuẩn độ diễn ra nhanh lại đòi hỏi nhận biết đổi màu tức khắc
để kết thúc chuẩn độ đúng lúc nên phản ứng trong phân tích địi hỏi các u cầu
sau:
- Phản ứng phải hồn tồn: Có nghĩa là phần chất còn lại sau khi kết định
phân nhỏ hơn sai số cho phép.
Ví dụ: Sai số ± 0,1% là cho phép được. Điều đó có nghĩa là tốc độ phản
ứng phải đủ lớn, qua tính tốn và qua thực tế tốc độ phản ứng phải lớn hơn 10−6.
Nếu phản ứng diễn ra khơng hồn tồn thì phải có biện pháp thúc đẩy phản
ứng bằng cách tạo phức hoặc kết tủa với sản phẩm, ví dụ:
2Cu2+

+

4I- ⇄ 2CuI

+ I2

để phản ứng hồn toàn phải cho thêm KCNS vào để vừa tạo phức bền

Cu2(CNS)2 vừa tránh kết tủa đục, vừa dễ nhận biết sự chuyển màu.
- Phản ứng phải chọn lọc: nghĩa là chỉ cho một loại sản phẩm duy nhất
không kèm theo phản ứng phụ tạo ra các sản phẩm phụ vừa khó xác định điểm
tương đương vừa gây sai số lớn vì thuốc thử (dung dịch chuẩn) hoặc chất định
phân tiêu tốn một lượng nào đó với chất lạ mà ta khơng tính được để loại trừ. Để
khắc phục tình trạng này ta phải dùng chất chết bằng cách thêm chất tạo phức
vào, nó sẽ ngăn cản ion là khơng phản ứng với thuốc thử hoặc chất định phân
cũng có trường hợp chỉ cần điều chỉnh pH của môi trường sẽ ngăn cản được
phản ứng phụ. Ví dụ khi chuẩn độ Cl- bằng AgNO3, ta phải thực hiện trong môi
trường trung tính hoặc kiềm yếu vì nếu mơi trường kiềm mạnh thì:
2Ag+ + 2OH− ⇄ Ag2O + H2O
hoặc axit mạnh sẽ phản ứng với CrO42- (chất chỉ thị) theo phản ứng:
H+ + CrO42- ⇄ HCrO4- bền làm mất tác dụng chất chỉ thị.
21


- Tốc độ phản ứng phải đủ lớn: trong phân tích thể tích điểm tương đương
được xác định bằng sự đổi màu của chỉ thị, nếu chậm sẽ dư rất nhiều dung dịch
chuẩn nếu phản ứng chậm thì phải thêm vào hệ phản ứng chất xúc tác nào đó.
- Phải xác định được điểm tương đương bằng chỉ thị: Trong phương pháp
trung hoà ta dùng chỉ thị pH, trong phương pháp oxi hoá khử và trong phương
pháp kết tủa và tạo phức dùng chỉ thị là các chất vô cơ hoặc hữu cơ có khả năng
tạo với thuốc thử dư một sản phẩm có màu đặc trưng.
- Đương lượng gam của thuốc thử càng lớn càng tốt: để khi pha dung dịch
tiêu chuẩn sai số cân là nhỏ nhất.
2.2.2. Các loại phản ứng sử dụng trong phân tích thể tích
a. Phản ứng trung hòa
- Axit mạnh và bazơ mạnh:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
- Axít yếu và bazơ mạnh:

CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O
- Axít mạnh và bazơ yếu:
HCl + NH3 → NH4Cl
- Bazơ mạnh và axit đa chức:
3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O
b. Phản ứng oxi hóa khử
2KMNO4 + 5H2C2O4 + 2H2SO4 → K2SO4 + 2MnSO4 + 10CO2 + 8H2O
2K2CrO7 + 6KI + 7H2SO4 → 4K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3I2 + 7H2O
2CuCl2 + 4KI → 2CuI + 4KCl + I2
I2 + 2Na2S2O3 → Na2S4O6 + 2 NaI
K2CrO7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 → K2SO4 + 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + 7H2O
c. Phản ứng kết tủa
AgNO3 + NaCl → AgCl↓trắng + NaNO3
K2CrO4 + 2AgNO3 → Ag2CrO4 ↓đỏ gạch +2KNO3
d. Phản ứng tạo phức
Na2H2Y + Me2+ → Na2[MeY]+2H+
HInd2- xanh

+

Me2+ → MeInd− đỏ nho + H+

22


2.2.3. Phân loại các phương pháp chuẩn độ
a. Phân loại theo bản chất và cơ chế phản ứng
Theo cách này có bốn cách chuẩn độ:
- Chuẩn độ trung hồ (cịn gọi là phương pháp trung hồ):
Đó là phép xác định nồng độ một axit hay kiềm bằng dung dịch chuẩn kiềm

hay axit, chỉ thị của phép chuẩn độ này là chỉ thị pH, khoảng pH đổi màu của chỉ
thị nằm trong bước nhảy pH của phép chuẩn độ, ví dụ Phenolphtalein,
etyldacam.
- Chuẩn độ oxi hố khử (cịn gọi là phương pháp oxi hoá khử):
Phương pháp này dựa trên việc xác định nồng độ các chất oxi hoá (hoặc
chất khử) bằng các chất khử (hoặc oxi hoá) chỉ thị của phép chuẩn độ là chất chỉ
thị oxi hố khử có khoảng thế đổi màu nằm gọn hoặc gần gọn trong bước nhảy
thế.
Ví dụ chuẩn Fe2+ bằng dung dịch chuẩn Cr2O72Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ → 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O
Sau khi lượng Fe2+ (dưới bình nón) hết thì Cr2O72- dư sẽ phản ứng với
diphenyl, làm cho nó biến đổi từ khơng màu sang màu tím xanh. Khi đó ta kết
thúc định phân.
- Chuẩn độ kết tủa (phương pháp kết tủa):
Sản phẩm tạo thành là kết tủa, song vẫn nhận biết được sự đổi màu chỉ thị
nào đó. Ví dụ xác định Cl− bằng AgNO3, khi dư AgNO3 nó sẽ phản ứng với
K2CrO4 (là chất chỉ thị ở dưới bình nón):
AgNO3 + NaCl →AgCl ↓ trắng + NaNO3
2AgNO3 dư + K2CrO4 → Ag2CrO4 ↓ đỏ gạch + 2KNO3
Màu của dung dịch chuyển từ đục trắng (màu của AgCl) sang hồng nhạt
báo hiệu sự kết húc chuẩn độ.
- Chuẩn độ tạo phức (phương pháp tạo phức):
Sản phẩm tạo thành phải là những phức chất đủ bền và tan trong nước.
Dung dịch chuẩn cũng là những chất tạo phức, chúng tạo với ion kim loại thành
phức bền hơn phức của chỉ thị với ion kim loại. Sau tương đương cũng có sự đổi
màu rõ rệt của chỉ thị.
b. Phân loại theo trình tự và thao tác thí nghiệm
- Chuẩn độ trực tiếp: Cho dung dịch chuẩn tác dụng trực tiếp với dung dịch
định phân.
- Chuẩn độ gián tiếp: Đó là việc xác định nồng độ chất định phân thông
qua sản phẩm tạo thành giữa A (dung dịch định phân) và B (dung dịch chuẩn).

23


A + B = C + D
C + E = H + G
Thực tế là việc xác định A không thơng qua B mà phải có C (sản phẩm của
A và B) tác dụng với E rồi từ E suy ngược lại gián tiếp tính ra A.
- Chuẩn độ ngược: Đó là việc xác định A phải qua hai dung dịch chuẩn (B
và C).
B dư + A = E + D
B cịn + C = G + H
Tính A theo công thức sau: VA.NA = VB.NB− VC.NC
2.2.4. Các cách biểu diễn nồng độ trong phân tích
Nồng độ dung dịch là lượng chất tan trong một đơn vị thể tích hay một đơn
vị khối lượng.
a. Nồng độ phần trăm ( C% )
- Nồng độ phần trăm theo khối lượng (kl/kl) biểu thị số gam chất tan trong
100g dung dịch. Ví dụ dung dịch NaOH 40% tức là trong 100 g dung dịch
NaOH có 40g NaOH nguyên chất.
C% =

mct
mdd

. 100

Trong đó: mct là số gam chất tan và mdd là số gam dung dịch.
- Nồng độ phần trăm khối lượng theo thể tích (kl/tt) biểu thị số gam chất
tan trong 100 mL dung dịch.
C% =

mct
V

. 100

- Nồng độ phần trăm theo thể tích (tt/tt) biểu thị số mL chất tan trong 100
mL dung dịch.
C% =

Vct
Vdd

. 100

b. Nồng độ mol/l (nồng độ mol, kí hiệu là CM, đơn vị là mol/L, kí hiệu là
M)
Nồng độ mol biểu thị số mol chất tan có trong 1 lít dung dịch. Ví dụ dung
dịch H2SO4 0,5M nghĩa là trong 1 lít dung dịch H2SO4 có 0,5 mol axít.
CM =

n
V

=

m
M.V

Trong đó: n là số mol chất tan, V là thể tích dung dịch (lít ).

c. Nồng độ đương lượng gam/lít (nồng độ đương lượng, kí kiệu là CN, đơn
vị là N)
24


Nồng độ đương lượng gam/lít, cịn gọi là nồng độ đương lượng chỉ ra có
bao nhiêu đương lượng gam chất tan trong một lít dung dịch. Ví dụ dung dịch
KMnO4 0,1N nghĩa là trong 1 lít dung dịch có 0,1 đương lượng KMnO4.
CN =

𝑎
𝐷.𝑉

Trong đó a là số gam chất tan, D là đương lượng gam và V là thể tích dung
dịch.
Đương lượng của các chất (nguyên tố hay hợp chất) tương tự như nguyên
tử khối (của nguyên tố) hay phân tử khối (của hợp chất) là phần khối lượng
nguyên tử hay phân tử tương ứng với một đơn vị hố trị. Đó là phần khối lượng
nhỏ nhất của mỗi chất tác dụng với nhau trong phản ứng hoá học, được tính
bằng đơn vị cacbon (đ.v.C).
Đương lượng gam là một lượng chất tính bằng gam có trị số bằng đương
lượng của chất đó. Ví dụ đương lượng của phân tử NaCl là 58,5 đ.v.C thì đương
lượng gam tương ứng là 58,5 gam.
Tức là để dễ hiểu, ta có thể xem như đương lượng là đương lượng gam, chỉ
cần đặt đơn vị cho phù hợp.
Số đương lượng của 1 nguyên tố hay hợp chất = nguyên tử khối (của
nguyên tố) hay phân tử khối (của hợp chất) chia cho đương lượng.
Cũng như, đương lượng của 1 nguyên tố = nguyên tử khối / số đương
lượng của nguyên tử. Đương lượng của 1 hợp chất = phân tử khối /số đương
lượng của phân tử.

Chẳng hạn xét các đơn chất, đương lượng gam của Oxi là 8 vì nguyên tử
khối là 16, và nó có hố trị 2 trong các hợp chất. Đương lượng gam của hidro là
1, vì nguyên tử khối của hidro là 1 và nó có hố trị 1 trong hợp chất.
Đối với các hợp chất phức tạp như axit, bazơ, muối, thì đương lượng được
tính như sau:
- Đương lượng gam axit = phân tử khối axit/số nguyên tử H trong axit
- Đương lượng gam bazơ = phân tử khối bazơ/số nhóm OH trong bazơ
- Đương lượng gam muối = phân tử khối của muối/số đơn vị hoá trị dương
(hay âm).
Ở đây ta xem số nguyên tử H, số nhóm OH, số đơn vị hoá trị là “hoá trị”
tương ứng của axit, bazơ, muối.
d. Độ chuẩn T
Độ chuẩn T là số gam (hay mg) chất tan trong 1 mL dung dịch.
T=
25

𝑚
𝑉