bài phúc trình thực tập phân tích công cụ

TRƯỜNG ĐẠI HỌC CẦN THƠ
KHOA SƯ PHẠM
BỘ MÔN HÓA
BÀI PHÚC TRÌNH
Thực Tập Phân Tích Công Cụ
Ngành: Sư phạm Hóa học
GV hướng dẫn:
ThS.GVC.Phan Thành Chung Sinh viên thực hiện:
Nguyễn Hoàng Giáo -2071982
Phan Diệp Thạnh -2072011
PHƯƠNG PHÁP ĐIỆN THẾ
Bài 1: PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ pH
1
Cần Thơ, 2010
ĐỊNH LƯỢNG HỖN HỢP ACID H
2
SO
4
VÀ H
3
PO
4
I. Nguyên tắc
Khi trung hòa một acid ( đơn hay đa acid) bằng bazo mạnh, pH tăng dần trong
quá trình trung hòa. Đường pH=f(V) (với V là thể tích dung dịch NaOH thêm vào ) có
những dạng khác nhau tùy theo acid được trung hòa là acid mạnh hay yếu. Với acid đa
chức, nếu các chức của acid có pKa khác nhau quá 4 đơn vị, ta có thể lần lượt trung
hòa từng chức một. Từ giá trị thể tích NaOH ở mỗi điểm tương đương, ta suy ra nồng
độ đương lượng của acid.
II. Nội dung
Trong bài thực hành này, chúng ta sẽ tiến hành chuẩn độ hỗn hợp hai acid

H
2
SO
4
và H
3
PO
4
bằng dung dịch NaOH chuẩn. Từ số liệu thu được, vẽ đường
pH=f(V), đường cong này có hai điểm uốn tại hai bước nhảy tương ứng với hai điểm
tương đương. Điểm tương đương thứ nhất: chuẩn độ H
2
SO
4
và chức thứ 1 của H
3
PO
4
.
Điểm tương đương thứ 2: chuẩn độ chức thứ 2 của H
3
PO
4
.
Để việc xác định V
tđ
chính xác, ta có thể dựa vào:
- Đồ thị ∆pH/∆V theo V
tđ
- Tính ∆

2
pH/(∆V)
2
III. Kết quả
1. Xác định dung dịch chuẩn NaOH
- m
H2C2O4.H2O
= 0,63 g.
- Thể tích NaOH: V
1
= 12,3 ml.
V
2
= 12,3 ml.
V
3
= 12,2 ml.
V
tb
= (V
1
+ V
2
+ V
3
)/3 = (12,3 + 12,3 + 12,2)/3=12,67 ml
C
NaOH
=(C
H2C2O2

. V
H2C2O2
)=(0,1.12,67)/10=0,1267 N
2. Bảng số liệu
Bảng 1:
V (ml) pH V (ml) pH V (ml) pH
1 2,1 13,1 5,34 21,2 8,42
2 2,14 13,2 5,54 21,3 8,60
3 2,19 13,3 5,72 21,4 8,67
4 2,24 13,4 5,82 21,5 8,99
5 2,3 13,5 5,92 21,6 9,31
6 2,37 13,6 5,96 21,7 9,64
7 2,45 13,7 6,02 21,8 9,94
8 2,54 13,8 6,07 21,9 10,24
9 2,65 13,9 6,14 22 10,38
10 2,79 14 6,19 22,1 10,49
11 2,99 14,2 6,27 22,2 10,58
11,2 3,06 14,4 6,36 22,3 10,66
11,4 3,12 14,6 6,41 22,4 10,72
11,6 3,19 14,8 6,48 22,5 10,81
11,8 3,26 15 6,53 22,6 10,85
12 3,36 16 6,78 22,7 10,89
2
12,1 3,4 17 6,99 22,8 10.94
12,2 3,46 18 7,2 22,9 11
12,3 3,52 19 7,44 23 11,03
12,4 3,59 20 7,72 23,2 11,1
12,5 3,71 20,2 7,8 23,4 11,17
12,6 3,81 20,4 7,88 23,6 11,23
12,7 4,05 20,6 7,99 23,8 11,28

12,8 4,28 20,8 8,09 24 11,32
12,9 4,67 21 8,23 25 11,5
13 5,22 21,1 8,29
Bảng 2:
Điểm tương đương 1:
V
tđ
(ml) 12,55 12,65 12,75 12,85 12,95 13,05 13,15 13,25 13,35
∆pH/∆V 1,0 2,4 2,3 3,9 5,5 1,2 2,0 1,8 1,0
Điểm tương đương 2:
V
tb
(ml) 21,55 21,65 21,75 21,85 21,95 22,05 22,15 22,25 22,35
∆pH/∆V 3,2 3,3 3,0 3,0 1,4 1,1 0,9 0,8 0,6
Bảng 3:
Điểm tương đương 1:
V
tb
(ml) 12,6 12,7 12,8 12,9 13,0 13,1 13,2 13,4
∆
2
pH/∆V
2
14 -1 16 16 -43 8 -2 -8
Điểm tương đương 2:
V
tb
(ml) 21,6 21,7 21,8 21,9 22,0 22,1 22,2 22,3
∆
2

pH/∆V
2
1 -3 0 -16 -3 -2 -1 -2
3. Đồ thị:
3
4. Tính V
tđ1
; V
tđ2
93,12
)43(16
16
)9,1213(9,12
1
=
−−
−+=
tđ
V
ml
8,21
)16(0
0
)8,219,21(8,21
2
=
−−
−+=
tđ
V

ml
5. Tính C
H3PO4
, C
H2SO4
Ta có:
C
NaOH
.V
tđ1
=2C
H2SO4
.V + C
H3PO4
.V
C
NaOH
.V
tđ1
=2C
H2SO4
.V + 2C
H3PO4
.V
Suy ra:
C
H3PO4
=C
NaOH
.(V

tđ2
- V
tđ1
)/V= 0,1267.(21,8-12,93)/10=0,112 M
C
H2SO4
= (C
NaOH
.V
tđ1
-C
H3PO4
.V)/2V=(0,1267.12,93- 0,112.10)/2.10= 0,025 M
Trả lời câu hỏi chuẩn bị:
Câu 1:Ta phải tiến hành chuấn đệm pH trước khi đo pH nhằm điều chỉnh máy
đo nhạy hơn trong các khoảng pH và loại bỏ các yếu tố khác ảnh hưởng đến kết quả
đo.
Câu 2. Thiết lập công thức tính nồng độ M của H
2
SO
4
và H
3
PO
4
C
NaOH
. V
tđ1
=2C

H2SO4
.V +C
H3PO4
. V (1)
C
NaOH
. V
tđ2
=2C
H2SO4
.V+ 2C
H3PO4
. V (2)
Lấy (2) – (1) ta được:
C
H3PO4
=[C
NaOH
.( V
tđ2
-V
tđ1
)]/V (3)
Thay (3) vào (1): C
H2SO4
= (C
NaOH
. V
tđ1
–C

H3PO4
.V)/2V
PHƯƠNG PHÁP ĐIỆN THẾ
Bài 2: PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ OXI HÓA- KHỬ
XÁC ĐỊNH NỒNG ĐỘ Ce(SO4)
2
BẰNG DUNG DỊCH FeSO
4
4
0
2
4
6
8
10
12
14
0 5 10 15 20 25 30
V
pH
I. Nguyên tắc
Khi cho chất oxi hóa tác dụng với chất khử (hoặc ngược lại) thế của dung dịch
sẽ thay đổi chậm trước điểm tương đương, thay đổi rất nhanh tại điểm tương đương và
thay đổi chậm sau điểm tương đương. Xác định được điểm tương đương, có thể suy ra
nồng độ chất oxy hóa hay chất khử cần xác định nồng độ.
Phương pháp này giúp loại trừ sai số chuẩn độ do chất chỉ thị, hoặc dùng để
xác định nồng độ chất oxy hóa, khử khi không có chất chỉ thị thích hợp.
II. Nội dung
- Chuẩn độ dung dịch Ce(SO
4

)
2
bằng dung dịch FeSO
4
nồng độ # 0,1N
- Vẽ đường biểu diễn E= f(V). Suy ra V
tđ
, E
tđ
chính xác bằng cách tính vi
phân bậc 1 và 2.
II. Kết quả
1. Nồng độ chính xác của FeSO
4
m
KMnO4
=0,316
Thể tích KMnO4: V
1
=9,2 ml
V
2
=9,3 ml
V
3
=9,3 ml
V
tb
= (9,2+9,3+9,3)/3=9,27 ml
C

FeSO4
= (C
KMnO4
. V
KMnO4
)/V
FeSO4
=(0,1.9,27)/10=0,0927 N
2. Bảng số liệu
Bảng 1:
V
Ce(SO4)2
E (mv) V
Ce(SO4)2
E (mv) V
Ce(SO4)2
E (mv)
1 501,7 10 558,7 11,8 1136,3
2 505,8 11 592,9 11,9 1145,0
3 507,8 11,1 604,5 12 1149,6
4 510,8 11,2 616,6 12,1 1153,3
5 515,1 11,3 639,6 12,2 1158,7
6 520,5 11,4 1010,3 12,7 1170,7
7 526,5 11,5 1107,8 13,2 1179,2
8 533,6 11,6 1122,6 14,2 1190,6
9 543,6 11,7 1132,4 15,2 1198,7
Bảng 2:
Bảng 3:
Vtb 11,1 11,2 11,3 11,4 11,5 11,6 11,7


2
E /V
2
-555 1695 35400 -27320 -8270 -500 -590
V
tb
11,05 11,15 11,25 11,35 11,45 11,55 11,65 11,75
E /V
116 60,5 230 3707 975 148 98 39
5
3.Đồ thị:
4. Tính V
tđ
, C
Ce(SO4)2
V
tđ
=11,3+(11,4-11,3).[35400/(35400-(-27320))]= 11,356 ml

C
Ce(SO4)2
=(C
FeSO4
. V
FeSO4
)/V
Ce(SO4)2
=(0,0927.10)/ 11,36=0,0816 N
E
tđ

=639,6+(1010,3-639,6).[35400/(35400-(-27320))]=848,828 mV
Trả lời câu hỏi chuẩn bị :
Câu 1: So sánh E
tđ
thực nghiệm và E
tđ
lý thuyết
E
lt
=(E
0
Fe3+ / Fe2+
+E
0
Ce4+ / Ce3+
)/2=(680+1440)/2=1060 mV
E
tn
=E
tđ
+ E
Ag /AgCl / KCl
=848,8 + 199 =1047,8 mV
Ta nhận thấy E
tn
nhỏ hơn E
lt
. Có sự khác biệt đó là do ảnh hưởng
của các yếu tố sau:
+ Ảnh hưởng pH của dung dịch

+ Sự khuấy của cá từ
+ Sai số dụng cụ thí nghiệm
+ Sai số do thao tác khi chúng ta thực hiện thí nghiệm
+ Sai số của máy đo
Câu 2:
E
btđ
=515,1 +( 520,5-515,1).
772,518
56
568,5
=
−
−
mV
Câu 3: Một số phương pháp chuẩn độ oxy hóa khử khác thường
dùng để xác định nồng độ Ce
4+
và Fe
2+
là:
+ Ce
4+
dùng Sn
2+
.
+ Fe
2+
dùng KMnO
4

hoặc K
2
Cr
2
O
7
.
Câu 4: Tại thời điểm tương giá trị thế dung dịch chậm ổn định là
do gần sát điểm tương đương nồng độ Fe
2+
là không đáng kể (có thể xem
6
Đồ thị chuẩn độ oxy hóa khử
0
200
400
600
800
1000
1200
1400
0 2 4 6 8 10 12 14 16
V(ml)
E (mV)
như gần bằng 0) được xem như không mang hoạt tính điện trong dung
dịch chứa một lớn Fe
3+
và Ce
3+
. Do đó việc đo giá trị thế dung dịch chậm

ổn định.
PHƯƠNG PHÁP ĐIỆN THẾ
Bài 3: PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ KẾT TỦA
XÁC ĐỊNH NỒNG ĐỘ KI BẰNG DUNG DỊCH AgNO
3
I. Nguyên tắc
Khi them dung dịch AgNO
3
vào dung dịch KX (X
-
là Cl
-
, Br
-
, hoặc I
-
) thế của
điện cực Ag nhúng vào dung dịch này sẽ thay đổi chậm trước điểm tương đương, thay
đổi rất nhanh tại điểm tương đương và thay đổi chậm sau điểm tương đương. Xác định
được điểm tương đương, có thể suy ra nồng độ X
-
cần xác định.
Khi trong dung dịch cùng có sự hiện diện của Cl
-
và I
-
, thực hiện phản ứng
chuẩn độ với AgNO
3
sẽ có 2 điểm tương đương. Điểm thứ nhất ứng với AgI kết tủa,

điểm thứ 2 ứng với AgCl kết tủa.
Phương pháp này giúp loại trừ sai số chuẩn độ do chất chỉ thị, hoặc dung để
xác định nồng độ X
-
của dung dịch có màu.
II. Nội dung
Lần lượt tiến hành 2 thí nghiệm:
1. Chuẩn độ dung dịch KI bằng AgNO
3
.
7
2. Xác định nồng độ dung dịch KI bằng AgNO
3
3. Vẽ đường biểu diễn E=f(V).
III. Kết quả:
1. Bảng số liệu:
Bảng 1:
VAgNO3 E (ml) VAgNO3 E (ml) VAgNO3 E (ml)
1 -186,2 9 -136,6 10,6 262,3
2 -183,1 9,2 -131,9 10,8 274,9
3 -179,8 9,4 -127,6 11 292,7
4 -175,8 9,6 -122,7 12 338,9
5 -171,3 9,8 -115,4 13 356,9
6 -165,7 10 -107,0 14 367,2
7 -158,9 10,2 -92,1 15 374,3
8 -149,8 10,4 -58,3
Bảng 2:
Vtb 9,3 9,5 9,7 9,9 10,1 10,3 10,5 10,7 10,9
E/V
21,5 24,5 36,5 42 74,5 169 1603 63 89

Bảng 3:
Vtb 9,4 9,6 9,8 10 10,2 10,4 10,6 10,8

2
E/V
2
15 60 27,5 162,5 472,5 7170 -7700 130
2. Đồ thị:
Đồ thị E=f(v)
-300
-200
-100
0
100
200
300
400
500
0 2 4 6 8 10 12 14 16
V(ml)
E(mV)
8
3.Kết quả:
V
tđ
=10,4+(10,6-10,4).[7170/(7170-(-7700))]=10,496 ml
C
KI
=(C
AgNO3

.V
tđ
)/V
KI
=(0,01.10,496)/10=0,0105 N
Trả lời câu hỏi chuẩn bị:
Câu 1: Trước khi chuẩn độ phải thêm Ba(NO
3
)
2
vào để làm giảm sự hấp phụ
của ion Cl
-
trước điểm tương đương bởi kết tủa AgCl, và sự hấp phụ của ion
Ag
+
sau điểm tương bởi kết tủa AgCl.
Câu 2: Nhiệt độ có ảnh hưởng đến thế của dung dịch khi chuẩn độ kết tủa
E
đo
= E
chỉ thị
- E
so sánh
+ Trước điểm tương đương:E
chỉ thị
=E
0
Ag+ /Ag
+ (RT/nF)ln

][
−
I
T
AgI
+ Tại điểm tương đương: E
chỉ thị
=E
0
Ag+ /Ag
+ (RT/nF)ln
AgI
+ Sau điểm tương đương: E
chỉ thị
=E
0
Ag+ /Ag
+ (RT/nF)ln[Ag
+
]
Câu 3: Không thể thay điện cực Ag bằng điện cực Pt được vì đây là phương
pháp chuẩn độ kết tủa điện cực kim loại có vai trò quan trọng trong việc tạo cân
bằng trong dung dịch có chứa muối ít tan của kim loại đó. Trương hợp cụ thể
trong bài này ta sử dụng điện cực Ag nhằm tạo cân bằng với muối AgI trong
dung dịch.
PHƯƠNG PHÁP ĐIỆN DẪN
Bài 4: PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ ĐIỆN DẪN
XÁC ĐỊNH NỒNG ĐỘ HCl VÀ HỖN HỢP HCl + H
3
PO

4
I. Nguyên tắc
Độ dẫn của dung dịch tùy thuộc vào nồng độ và bản chất các ion trong dung
dịch, đặc biệt là các ion H
+
và OH
-
có nồng độ dẫn điện cao hơn hẳn. Do đó, khi trung
hòa một acid mạnh bằng một bazo mạnh (NaOH), ta thay thế H
+
bằng Na
+
, độ dẫn của
dung dịch sẽ giảm. Sau khi trung hòa hết acid, NaOH them váo sẽ là cho độ dẫn dung
dịch tăng lên. Với acid kém phân ly, khi phản ứng trung hòa xảy ra, nếu muối tạo
thành có độ dẫn điện cao hơn hoặc hơi thấp hơn acid, đường biểu diễn sẽ hơi đi lên,
nằm ngang hoặc hơi đi xuống tương ứng. Sau khi acid được trung hòa hết, lượng
NaOH dư them vào sẽ làm độ dẫn trong dung dịch tăng mạnh. Dựa vào điểm gấp
khúc, ta có thể xác định được thể tích tiêu tốn và suy ra nồng độ chất cần xác định.
II. Nội dung
Lần lượt tiến hành hai thí nghiệm:
1. Xác định nồng độ tương đương của acid mạnh HCl bằng cách chuẩn độ với
dung dịch bazo NaOH. Vẽ đường biểu diễn X theo thể tích NaOH them
vào, ta sẽ thu được một điểm gãy tương ứng với điểm tương đương. Từ đó
suy ra V tại điểm tương đương và tính nồng độ đương lượng : C
HCl
2. Xác định nồng độ của hỗn hợp hai acid HCl (acid mạnh ) và H
3
BO
3

(acid
yếu) trong một dung dịch. Hai acid này cùng được trung hòa bằng dung
dịch NaOH chuẩn. Đường biểu diễn X=f(V) có hai điểm gãy ứng với hai
điểm tương đương, từ đó suy ra nồng độ của HCl và H
3
BO
3
9
III.Kết quả
1. Tính nồng độ chính xác của NaOH chuẩn:
m
H2C2O2.2H2O
=0,63 g
Thể tích NaOH:
V
1
=12,4 ml
V
2
=12,5 ml
V
3
=12,5 ml
V
tb
=12,47 ml
C
NaOH
=(C
H2C2O2

.V
H2C2O2
)/V
tb
=(0,1.10)/12,47=0,08 N
2. Bảng số liệu:
Chuẩn độ HCl=NaOH
Bảng 1:
VNaOH
χ (µ s. cm
-1
)
VNaOH
χ (µ s. cm
-1
)
1 4620 13 1650
2 4228 14 1854
3 3850 15 2032
4 3499 16 2216
5 3141 17 2393
6 2797 18 2566
7 2470 19 2730
8 2144 20 2899
9 1830 21 3059
10 1527 22 3211
11 1286 23 3362
12 1460 24 3514
Chuẩn độ HCl+H
3

BO
3
=NaOH
Bảng 2:
VNaOH
χ (µ s. cm
-1
)
VNaOH
χ (µ s. cm
-1
)
1 2310 14 1302
2 1917 15 1363
3 1564 16 1419
4 1221 17 1481
5 882 18 1552
6 782 19 1644
7 857 20 1783
8 926 21 1939
9 993 22 2111
10 1060 23 2280
11 1122 24 2442
12 1183 25 2594
13 1244
3. Đồ thị:
10
a. Đồ thị 1: Chuẩn độ HCl bằng NaOH
Đồ thị chuẩn độ HCl bằng NaOH
0

1000
2000
3000
4000
5000
0 5 10 15 20 25 30
V(ml)

b. Đồ thị 2: Chuẩn độ HCl + H
3
BO
3
bằng dung dịch NaOH
Đồ thị chuẩn độ HCl + H3BO3
0
500
1000
1500
2000
2500
3000
0 5 10 15 20 25 30
V (ml)
4.Phương trình đường hồi qui:
Chuẩn độ HCl bằng NaOH
χ
1
=(-347,9) V + 4914,9
χ
2

= 161,97 V - 356
V
tđ
=10,34 (ml)
C
HCl
= (C
NaOH
.V
NaOH)
/ V
HCl
= (0,08 . 10,34)/ 10 = 0,0827 N
Chuẩn độ HCl +H
3
BO
3
bằng NaOH
χ
3
= -373V + 2676,3
χ
4
= 61,286V + 445,57
χ
5
= 164,1V – 1501,1
V
tđ1
=5,14 (ml)

V
tđ2
= 18,9 (ml)
C
H3BO3
= C
NaOH
. (V
tđ2
- V
tđ1
) / V
H3BO3
= 0,08 .(18,9 – 5,14) /10 = 0,11 N
Trả lời câu hỏi chuẩn bị:
Câu 1: Độ dốc của đồ thị trước điểm tương lớn hơn sau điểm tương :
11
- Trước điểm tương: Độ dẫn của dung dịch giảm nhanh do ion H
+
(χ
H+
=349.8) được thay thế bằng ion Na
+ (
χ
Na+
=50.1).
- Sau điểm tương : Độ dẫn của dung dịch tăng do trong dung dịch có
chứa dư ion OH
-
(χ

OH-
= 198.6 ) có độ dẫn đương lượng chỉ nhỏ hơn
ion H
+

Câu 2:
- Độ dốc trước điểm tương thứ nhất > độ dốc sau điểm tương đương thứ
hai > Độ dốc sau điểm tương thứ nhất, trước điểm tương thứ hai
-Trước điểm tương thứ nhất: độ dẫn điện cúa dung dịch giảm nhanh do
ion H
+
bị giảm
-Sau điểm tương thứ hai: Độ dẫn của dung dịch tăng do có dư ion
OH
-
.
-Sau điểm tương đương thứ nhất, trước điểm tương thứ hai: Độ dẫn của
dung dịch tăng chậm, là do H
3
BO
3
là một axit ít điện ly khi chuyển thành các
muối nó phân ly thành các ion nên làm tăng độ dẫn của dung dịch
Câu 3:
- Khi chuẩn độ ta phải đo dung dịch ở chế độ bù nhiệt về nhiệt độ
không đổi là 25
0
C. Do các phản ứng trung hòa trong quá trình chuẩn độ
là phản ứng tỏa nhiệt làm tăng nhiệt độ, mà độ dẫn tăng khi nhiệt độ tăng.
Vì vậy độ dẫn dung dịch đo được sẽ bị sai số do nhiệt độ.

Câu 4: Ta không thể chuẩn độ H
3
BO
3
mà không cần sự có mặt của HCl
- Nếu không có HCl: Do H
3
BO
3
là một acid yếu khả năng phân ly cho
H
+
nhỏ nên độ dẫn của dung dịch nhỏ . Khi cho NaOH trung hòa thì ion
Na
+
có độ dẫn điện lớn làm cho độ dẫn của dung dịch tăng đột ngột. Do đó,
ta không hgi nhận được sự biến đổi thế rất ít trong quá trình chuẩn độ
H
3
BO
3
bằng NaOH nên không ghi nhận được bước nhảy .
- Nếu có HCl: Khi cho NaOH vào thì trước tiên H
+
của HCl được
trung hòa trước rồi mới trung hòa H
3
BO
3
. Do đó, trước khi chuẩn độ

H
3
BO
3
thì trong dung dịch có ion Na
+
và Cl
-
có tác dụng như một đệm thế giữ
cho độ dẫn của dung dịch thay đổi ổn định. Khi đó ta mới ghi nhận được sự
biến đổi của độ dẫn nên mới xác định bước nhảy.
PHƯƠNG PHÁP SẮC KÝ
Bài 5: PHƯƠNG PHÁP SẮC KÝ GIẤY
PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH HỖN HỢP CATION Ni
2+
, Co
2+
, Fe
3+
I. Nguyên tắc
- Trong những điều kiện nhất định (hệ dung môi, nhiệt độ, loại giấy sắc ký sử
dụng…), tốc độ di chuyển của các cation được đặc trưng bởi hệ số R
f
. Trong môi
trường kiềm, 8- Oxyquinolin tạo phức hợp với ion kim loại: phức màu vàng với Ni
2+
,
12
phức màu nâu với Co
2+

, phức màu đen với Fe
3+
. Thực hiện song song dung dịch mẫu
và cấu tử chuẩn, so sánh R
f
và màu của các vết.
II. Kết quả
1. Mẫu chuẩn Ni
2+
:
a = 3.5 cm b= 6.3 cm R
f
=
56.0
3.6
5.3
=
2. Mẫu chuẩn Co
2+
:
a= 3.4 cm b=4.7 cm R
f
=
72.0
7.4
4.3
=
3. Mẫu chuẩn Fe
3+
:

a= 5.4 cm b=6.4 cm R
f
=
84.0
4.6
4.5
=
4. Mẫu phân tích:Gồm hai cation đó là Ni
2+
và Fe
3+
+ Ion Ni
2+
: a= 2.6 cm b=5.7 cm R
f
=
46.0
7.5
6.2
=
≈ 0.56
+ Ion Fe
3+
: a= 4.8 cm b=5.7 cm R
f
=
84.0
7.5
8.4
=

Câu hỏi chuẩn bị:
Câu 1: - Pha động trong hệ dung môi: Aceton- Nước- HCl là: Aceton.
- Pha tỉnh trong hệ dung môi: Aceton- Nước- HCl là: Nước
Câu 2: Cách tính R
f
=a/b
Trong đó: a là đoạn đường di chuyển của cation
b là đoạn đường di chuyển của dung môi
Câu 3: Nếu tat hay giấy sắc ký có kích thước lớn hơn thì giá trị R
f
vẫn không thay
đổi vì R
f
chỉ phụ thuộc vào đoạn đường di chuyển của ion so với đoạn đường di
chuyển của dung môi trong một dung môi nhất định .
PHƯƠNG PHÁP SẮC KÝ
Bài 6: PHƯƠNG PHÁP SẮC KÝ TRAO ĐỔI ION
TÁCH ION Ni
2+
VÀ ION Co
2+
TỪ DUNG DỊCH HỖN HỢP Ni
2+
+ Co
2+
I. Nguyên tắc
Trong môi trường HCl ion Ni
2+
và Co
2+

tạo phức với Cl
-
theo phản ứng:
Chỉ có phức CoCl
4
2-
tham gia phản ứng trao đổi với nhựa trao đổi với nhựa trao
đổi ion ( anionit):
4R
+
Cl
-
CoCl
4
2-
R
4
CoCl
4
2+
+ 4Cl
-
13
Co
2+
4Cl
-
CoCl
4
2-

Ni
2+
Cl
-
NiCl
+
Khi cho dung dịch hỗn hợp Ni
2+
+ Co
2+
qua cột ionit được bảo hòa HCl
nồng độ từ 9 đến 12M, phức Co
2+
bị giữ lại hoàn toàn trên cột còn phức Ni
2
Cl
+
đi ra
khỏi cột, sau đó dung nước cất giải hấp Co
2+
. Hàm lượng Ni
2+
và Co
2+
được xác định
bằng phương pháp chuẩn độ complexon.
II. Kết quả
Câu 1: Tính nồng độ Ni
2+
+ Co

2+
có trong mẫu phân tích:
- V
EDTA
: - V
1
=16,8 ml
- V
2
= 16,8 ml
- V
3
= 16,7 ml
V
tđ
=(V
1
+V
2
+V
3
)/3=(16,8+16,8+16,7)/3=16,77(ml)
C
Ni2++Co2+
=(V
EDTA
.C
EDTA
)/V
Co2++Ni2+

=(16,77.0,01)/2=0,08385 N
Câu 2: Tính nồng độ Ni
2+
:
-V
EDTA
=11,6
-C
Ni2+
=(C
EDTA
. V
EDTA
)/V
Ni2+
=(0,01.11,6)/2=0,058 N
Câu 3: Nồng độ dung dịch Co
2+
:
- V
DETA
=7,7 ml
- C
Co2+
= (C
EDTA
. V
EDTA
)/V
Co2+

=(0,01.7,7)/2=0,0385 N
Trả lời câu hỏi chuẩn bị:
1. Khi cho mẫu phân qua cột, ta không thể thay 8 ml HCl đặc bằng HCl 9M:
Do mẫu được bão hòa với HCl có nồng độ từ 9M đến 12M, phức CoCl
4
2-
sẽ
bị giữ lại hoàn toàn trên cột, phức NiCl
+
đi ra khỏi dung dịch. Vì vậy ta phải
sử dụng HCl đặc thay vì HCl 9M để đảm bảo mẫu được bão hòa để quá
tách đạt hiệu cao.
2. Không thể thêm dung dịch đệm amoniac pH=10 ngay từ lúc bắt đầu chuẩn
độ vì mẫu sẽ kết tủa và tạo phức phụ ( phức hydroxo…) làm cản trở quá
trình tạo phúc của Ni
2+
và Co
2+
với EDTA nên kết quả chuẩn độ không được
chính xác
3. Một số anionit và cationit:
Cationit: có chứa các nhóm chức –SO3H, -OH, -COOH
Ví dụ: Dowek -50, Imberlite -120, Zeocard 225, 215, 226, Lewatit,
Lewatitks 100,KSCN, PN, AmberlitIRA 400, 401, 410
Anionit: Có chứa các bazo ammoniac bậc một, bậc hai, bậc ba, bậc bốn.
Ví dụ:Piridin hoặc các bazo hữu cơ khác: DOWEK -1.21K, Amberlit –
US,Dower3, AH-1, AH-9, Lewatit MP60, MP62,ZeolitFF
14
PHƯƠNG PHÁP TRẮC QUANG
Bài 7: PHƯƠNG PHÁP DÃY CHUẨN XÁC ĐỊNH HÀM LƯỢNG SẮT BẰNG

1,10 PHENANTROLIN
I. Nguyên tắc
Ion Fe
2+
tạo phức màu với 3 phân tử 1,10 phenantrolin (Ph) gọi là feroin theo
phản ứng;
Fe
2+
+ 3(Ph) = Fe(Ph)
3
2+
Phức tồn tại ở hai dạng cation và được hình thành trong một khoảng pH rộng từ
2,0 – 9,0. Phức bền và có cường độ màu không thay đổi trong nhiều thánh. Khoảng
nồng độ tuân theo định luật Beer từ 0,13 – 5,0 µg/ml.
Do chỉ có phản ứng màu chọn lọc giữa 1,10 phenantrolin và Fe
2+
nên có thể xác
định chính xác hàm lượng Fe
2+
. Để xác định được hàm lượng sắt có trong mẫu phân
tích, cần phải khử ion Fe
3+
về Fe
2+
bằng các chất khử như hydroxylamine, hidrazin
hoặc acid ascorbic.
II. Nội dung
- Vẽ đồ thị phổ hấp thu A=f(V): Chọn λmax
- Vẽ đồ thị dãy chuẩn A=f(C)
- Xác định hệ số phương trình đường hồi qui.

- Xác định hàm lượng Fe
2+
và tổng hàm lượng sắt
- Từ số liệu thu được, tính hàm lượng Fe
2+
.
II. Kết quả
15
1. Bảng 1
λ (nm) 450 455 460 465 470 475 480
A 0,210 0,215 0,225 0,237 0,247 0,255 0,260
λ (nm) 485 490 495 500 505 510 515
A 0,263 0,265 0,269 0,275 0,281 0,282 0,276
λ (nm) 520 525 530 535 540 545 550
A 0,261 0,236 0,205 0,169 0,136 0,104 0,078
2. Vẽ đồ thị
0
0.05
0.1
0.15
0.2
0.25
0.3
400 450 500 550 600
A
λ
A=f(λ)
3. Bảng 2
STT 1 2 3 4 5 6 7
CFe3+(mg/ml) 0,2 0,5 1 2 3 4 5

A 0,011 0,076 0,166 0,250 0,394 0,499 0,611
4. Vẽ đồ thị:
16
0
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
0.6
0.7
0 1 2 3 4 5 6
A
C
A=f(C)
5. Tính bằng phương pháp đồ thị:
6. Phương trình đường hồi quy:
A=0,1214C+0,0144 (1)
7. Tính bằng phương pháp đường hồi quy:
Thay A=0,364 vào (1) ⇒C
Fetổng
=2,73 (ppm)
Thay A=0,213 vào (1) ⇒C
Fe2+
= 1,64 (ppm)
⇒C
Fe3+
= 1,09 (ppm)
Trả lời câu hỏi chuẩn bị
Câu 1: Kết quả tính từ đồ thị và tính bằng phương pháp đường quy sai số không

đáng kể,kết quả gần giống nhau nhưng phương pháp đường hồi quy chính xác hơn
Câu 2: Một số quy trình xác định hàm lượng Fe
2+
và Fe
3+
bằng phương pháp trắc
quang
a. Xác định hàm lượng Fe
3+
: Dùng máy quang phổ sắc ký (sắc ký điện quang)
- Nguyên tắc: Dựa trên phản ứng tạo phức màu đỏ với thiocianat.
- Thuốc thử và dung dịch chuẩn:
+ KSCN 10%
+ Dung dịch HNO3 1:1
+ Dung dịch Fe
3+
:0,864g FeNH
4
(SO
4
)
2
. 12H
2
O pha thành 1 lít dung dịch có C=0.1
mg Fe
3+
/ml (khi pha dùng 5 ml dung dịch H
2
SO

4
đặc).
Do chỉ có phản ứng tạo màu chọn lọc giữa Fe
3+
và KSCN nên có thể xác định
hàm lượng chính xác Fe
3+
. Để xác định hàm lượng Fe trong mẫu phân tích , cần
đưa Fe
2+
vè Fe
3+
bằng chất oxi hóa như H
2
O
2
.
-Tiến hành :
+ Cách 1:so sánh bằng mắt (phương pháp dãy chuẩn)
Pha màu dãy chuẩn: 5 bình định mức đánh số từ 1 đến 5:
Bình 1 2 3 4 5
17
Dd chuẩn 0,4 0,8 1,2 1,6 1,8
HNO
3
0,5 0,5 0,5 0,5 0,5
KSCN 2,5 2,5 2,5 2,5 2,5
Thêm nước cất đến vạch
Pha dung dịch cần định lượng, bình 25ml (số 6) 10 ml dung dịch thuốc thử và pha
tiếp dãy màu chuẩn .

So màu: Cho 10 ml dung dịch các bình từ 1 đến 6 vào các ống so màu cũng dán từ
1 đén . So màu ống 6 với dãy màu chuẩn xác định nồng độ mg/ml của Fe
3+
trong
dung dịch thuốc thử .
+ Cách 2: Đo màu quang điện (có thể xác định nồng độ theo phương so màu hay
phương pháp đường chuẩn ).
Chuẩn bị pha dung dịch không (màu trắng) bình định mức 25ml (số 7) 0,5 ml
dung dịch HNO
3
đặc +2,5 ml KSCN + nước cất đến vạch.
Chọn kính lọc: lấy 2 dung dịch màu nào đó
Ví dụ: Hai dung dịch của dãy màu chuẩn độ. A1, A2 của 2 dung dịch lần lượt
dùng các kính lọc khác nhau.
Tính ∆ A = A1 –A2, kính lọc nào có ∆ A lớn thì thích hợp nhất.
Làm theo phương pháp so sánh : Dùng kính lọc đã chọn mật độ A cuả dung dịch
định mức (bình 6). Đo mật độ quang A của dung dịch chuẩn . Dựa vào biểu thức
n
x
n
x
C
C
A
A
=
để phân tích hàm lượng mg/ml Của Fe
3+
.
Làm theo phương pháp đường chuẩn: Bằng cách đo mật độ quang của dãy chuẩn,

xác định đường liên hệ A=f(c). Đo A6 ⇒ hàm lượng Fe
3+
trong thuốc thử .
b. .Xác định hàm lượng Fe
2+
: Tương tự nhưng ta không dùng thuốc thử 1.10
phenantrolin
Câu 3: Phản ứng của hidroxylamin với dung dịch mẫu phân tích
4 Fe
3+
+ 2NH
4
OH → 4Fe
2+
+ N
2
O + H
2
O +4H
+
2 Fe
3+
+2NH4OH → 2Fe
2+
+ N
2
+ 2H
2
O + 2H
+

Câu 4: Công thức phức chất của Fe
2+
với 1.10 phenantrolin:

N
N
N
N
N N
Fe
3+
18
PHƯƠNG PHÁP TRẮC QUANG
Bài 8: XÁC ĐỊNH HẰNG SỐ PHÂN LY CỦA THYMOL XANH
I. Nguyên tắc
Chỉ thị thymol xanh là chất chỉ thị màu pH (ký hiệu HIn) có màu thay đổi tùy
theo pH môi trường:
HIn → H+ + In- , Ka
Màu 1 màu 2
Giá trị pKa được tính theo công thức:
HIn
InH
Ka
][
]][[
−+
=
→
][
][

log
−
+=
In
HIn
pHpKa
Ở giá trị pH xác định, biết được nồng độ của HIn và In có thể xác định được
Ka của thymol xanh
II. Nội dung
- Vẽ phổ hấp thu của thymol xanh trong các dung dịch HCl, NaOH và dung
dịch đệm pH=9
- Xác định λmax của dạng HIn và In
- Xác định pKa
- Xác định λ điểm đẳng quang
III. Kết quả:
1. Bảng số liệu:
λ(nm) A (bình 1) A (bình 2) A (bình 3)
400 0,27 0,232 0,225
19
420 0,312 0,244 0,220
425 0,32 0,219 0,218
430 0,322 0,218 0,217
435 0,323 0,217 0,215
450 0,305 0,207 0,204
470 0,244 0,164 0,180
490 0,163 0,161 0,157
491 0,159 0,160 0,155
492 0,155 0,157 0,155
493 0,150 0,158 0,154
494 0,146 0,157 0,152

495 0,142 0,156 0,152
500 0,123 0,152 0,148
550 0,019 0,210 0,204
590 0,003 0,322 0,317
595 0,003 0,324 0,321
600 0,002 0,318 0,316
620 0,002 0,222 0,221
640 0,001 0,096 0,094
680 0,001 0,010 0,007
700 0,001 0,004 0,002
2. Vẽ đồ thị
3.
Xác định λ
max
Từ đồ thị : λmax(HIn)= 435 (nm)
λmax(In) = 600 (nm)
4. Tính pKa tại bước sóng 470 và 640:
- Từ giá trị A ở λ = 470 nm:
398,8
244,0180,0
180,0164,0
log9loglog
=
−
−
+=
−
−
+=+=
Hindem

demIn
In
Hin
AA
AA
pH
C
C
pHpKa
20
Đồ Thị A=f(λ)
-0.05
0
0.05
0.1
0.15
0.2
0.25
0.3
0.35
0 100 200 300 400 500 600 700 800
λ
A
A (bình 1)
A (bình 2)
A (bình 3)
- Từ giá trị A ở λ = 640 nm:
Do A
Hin
=0,001≈ 0

336,8
096,0
094,0
096,0
094,0
1
log9
1
log
1
log
=
−
+=
−
+=
−
+=
In
dem
In
dem
A
A
A
A
pHpHpKa
α
α
*Nhận xét: Giá trị pKa tại các bước song khác nhau có giá trị khác nhau.

5. Xác định λ điểm đẳng quang:
Điểm đẳng quang: λ = 492 nm.
Trả lời câu hỏi chuẩn bị:
1. Khái niệm điểm đẳng quang:
- Điểm đẳng quang là điểm tại đó tồn tại một bước song mà ở đó
mật độ quang của các chất bằng nhau.
- Tính chất của dung dịch tại điểm đẳng quang là mật độ quang của
dung dịch không phụ thuộc vào các yếu tố ảnh hưởng đến cân
bằng như: nồng độ H
+
, OH
-
và nồng độ các tiểu phân khác trong cân bằng.
2. -Không thể dùng công thức tính pK
a
tại λ = 470 nm để tính pK
a
tại
λ = 640 nm hoặc ngược lại vì ở mỗi bước sóng khả năng hấp thụ ánh
sáng khác nhau nên không thể dùng công thức tính pK
a
tại λ =470 nm để
tính pK
a
tại λ = 640 nm hoặc ngược lại
3. Công thức của thymol xanh: C
27
H
30
O

5
S
4. Thymol xanh có 2 giá trị pKa do công thức cấu tạo của thymol xanh có 2
nhóm –OH.
21
C
SO
2
O
OH
C
3
H
7
CH
3
C
3
H
7
HO
CH
3
22