Chương 7 Cân Bằng Oxi Hoá Khử Và Chuẩn Độ Oxi Hoá Khử.pdf

CHƯƠNG 7
CÂN BẰNG OXI HOÁ KHỬ VÀ CHUẨN ĐỘ OXI HÓA KHỬ
7.1 PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ
7.1.1 Định nghĩa
“Phản ứng oxi hố-khử là phản ứng giữa chất oxi hố, có khả năng nhận electron
và chất khử có khả năng cho electron”. Trong phản ứng oxi hố-khử có cho và nhận
electron cho nên có sự thay đổi số oxi hố của các chất tham gia phản ứng.
Chất oxi hoá sau khi nhận electron chuyển thành chất khử liên hợp với nó, còn chất khử
sau khi cho electron chuyển thành chất oxi hố liên hợp. Như vậy có 2 cặp oxi hố-khử
liên hợp.
Thí dụ có phản ứng
Ce4+ + Fe2+
=
Ce3+
+
Fe3+
Ce4+ và Ce3+ là một cặp oxi hoá-khử liên hợp, thường được viết Ce4+/Ce3+
Fe3+ và Fe2+ là một cặp oxi hoá-khử liên hợp, thường được viết Fe3+/Ce2+
Vấn đề đặt ra là chất nào cho electron và chất nào nhận electron. Để làm sáng tỏ ta xét
thí nghiệm phản ứng trên điện cực sau
Lấy hai dung dịch đựng trong hai chiếc cốc, một dung dịch đựng dung dịch CuSO4,
nhúng điện cực Cu, một cốc đựng dung dịch ZnSO4 nhúng điện cực Zn.
Zn

ZnSO4

Cu

CuSO4

Hình 7.1: Thí nghiệm xác định chiều dòng diện

Khi nối hai điện cực với nhau qua một ampe kế, kim điện kế quay chỉ chiều dòng điện
chạy từ cực Cu sang cực Zn.
Sau một thời gian, nồng độ CuSO4 giảm xuống, nồng độ ZnSO4 tăng lên, điện cực Cu
có khối lượng tăng lên cịn điện cực Zn có khối lượng giảm đi.
Các phản ứng đã xảy ra:
CuSO4
+ 2e = Cu + SO42- Phương trình tổng hợp:
Zn
- 2e = Zn2+
CuSO4 + Zn = Cu + ZnSO4 + Zn2+
Các điện tích dư được trung hồ qua cầu nối còn gọi là cầu muối.


Như vậy ở đây cực Cu nhận electron, đóng vai trị như chất oxi hố cịn cực Zn cho
electron, đóng vai trò chất khử. Tuy nhiên nguyên nhân của hiện tượng này là do tính
chất oxi hố-khử của các chất quyết định, Zn là nguyên tố dễ cho electron hơn Cu, hay
nói cách khác là Zn có tính khử mạnh hơn Cu, cịn Cu có khả năng nhận electron cao
hơn Zn, đó là thế oxi hố-khử. Như vậy thế oxi hoá-khử của cặp Cu2+/Cuo cao hơn cặp
Zn2+/Zno đẫn đến electron chạy từ cực Zn sang cực Cu. Chất nào có khả năng nhận
electron càng dễ, tính oxi hố càng mạnh, chất nào có khả năng cho electron càng dễ,
tính khử càng cao.
Tương tự trong trường hợp các cặp Ce4+/Ce3+ và Fe3+/Fe2+, thế oxi hoá-khử của cặp
Ce4+/Ce3+ cao hơn cặp Fe3+/Fe2+ cho nên electron chuyển từ Fe2+ sang Ce4+.
7.1.2 Thế oxi hóa khử, phương trình Nernst
Thế oxi hố-khử là thước đo mức độ oxi hoá-khử của một cặp bất kỳ, người ta
cịn gọi là cường độ oxi hố-khử. Chất có thế oxi hố-khử cao là chất có khả năng nhận
electron mạnh, khả năng cho electron yếu và chất có thế oxi hố-khử thấp có khả năng
nhận electron yếu nhưng có khả năng cho electron mạnh. Khi so sánh hai chất oxi hốkhử với nhau, chất nào có thế oxi hố-khử cao đóng vai trị chất oxi hố cịn chất nào
có thế oxi hố-khử thấp đóng vai trị chất khử.
Để tính thế oxi hố-khử người ta dùng phương trình Nernst

E = E0ox/kh +

RT a ox
ln
nF a kh

Trong dung dịch rất loãng, hệ số hoạt độ gần bằng 1, có thể viết lại phương trình trên:
E = E0ox/kh + 0,059/n log([Ox]/[Kh])
Trong đó:
- E là thế của cặp oxi hoá khử nghiên cứu
- E0ox/kh là thế ox-kh tiêu chuẩn
- n là số electron trao đổi
- R là hằng số khí, 8,3144
- T là nhiệt độ tuyệt đối
Thế oxi hoá-khử tiêu chuẩn là thế đo được trong điều kiện tiêu chuẩn, nồng độ các chất
tham gia phản ứng bằng đơn vị
7.2 NHỮNG YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG TỚI THẾ OXI HỐ-KHỬ
7.2.1 Ảnh hưởng của mơi trường axit
H+ tham gia vào phản ứng oxi húa khử
Khi H+ tham gia vào phản ứng oxi hoá-khử, nồng độ H+ có ý nghĩa quan trọng, nó quyết
định phản ứng chạy theo chiều này hay chiều kia. Hơn nữa nó cịn giúp cho phản ứng
xảy ra mang tính chọn lọc hơn.


Thí dụ phản ứng giữa hai cặp AsO43- với I-, nếu so sánh thế oxi hoá-khử tiêu chuẩn của
các cặp AsO43-/AsO33- và I2/2I- có giá trị lần lượt là 0,57V và 0,54V như vậy I2 khơng
thể oxi hố được asenit, tuy nhiên khi thay đổi nồng độ H+, phản ứng chạy theo chiều
ngược lại. Xét cặp AsO43-/AsO33- :
AsO43- + 2 H+ + 2e
Phương trình Nernst được viết:

E = Eo AsO

-

33
4 /AsO3

AsO33-

+

H2 O

3[ AsO4 ].[ H + ] 2
+ 0,059 log
3-

2

[ AsO3 ]

Cho nồng độ asenat bằng asenit, nếu nồng độ H+ =10-8 , thế của cặp tính được như sau:
E = 0,57 + 0,059/2.log(10-8)2 = 0,11V
Với điều kiện này, I2 oxi hố được asenit thành asenat.
Ảnh hưởng của mơi trường axit
Trong một số trường hợp, ion H+ không trực tiếp tham gia vào phản ứng ox-kh
nhưng môi trường axit, cụ thể là loại axit lại ảnh hưởng nhiều đến thế ox-kh.
Trường hợp cặp Fe(III)/Fe(II) là cặp thuận nghịch điển hình, tuy nhiên lực ion,
hoạt độ của ion H+ và nồng độ anion cũng ảnh hưởng tới thế tiêu chuẩn điều kiện.
7.2.2 Ảnh hưởng của chất tạo phức

Chất tạo phức làm thay đổi thế oxi hoá-khử của các chất tham gia phản ứng.
Xét cặp Fe3+/Fe2+ khi khơng có chất tạo phức và có chất tạo phức FFe3+ + e = Fe2+
E =E

o

Fe3+/Fe2+

[ Fe 3+ ]
+ 0,059 log
[ Fe 2+ ]

(7.1)

Khi có chất tạo phức F-có các phản ứng:
Fe2+
-e
=
Fe3+
Fe3+
+ 6F=
FeF63Fe2+
+ 6F- -e =
FeF633-

E

= E’oFeF63-/Fe2+ + 0,059 log

[ FeF6 ]

[ Fe 2 + ].[ F - ] 6

Mặt khác, từ phương trình hằng số bền của phức
Fe3+ + 6F- = FeF63- ta có
bFeF

3-

36

=

[ FeF6 ]
[ Fe 3+ ].[ F - ] 6

hay [FeF63-] / [F-]6 = bFeF63-.[Fe3+]

Vậy phương trình Nernst viết cho cặp Fe3+/Fe2+ khi có chất tạo phức là:
E

= E’oFeF63-/Fe2+ + 0,059 log

[ Fe 3+ ]
.b FeF 6
[ Fe 2 + ]

(7.2)


Lấy 7.1 trừ đi 7.2 ta có

E’oFeF63-/Fe2+

= Eo Fe3+/Fe2+ + 0,059 log 1/bFeF63-

Thay các trị số của EoFe3+/Fe2+ và bFeF63- vào phương trình trên
0,77V + 0,059.(-16) = -0,174V
Khi có chất tạo phức, thế oxi hoá -khử của cặp Fe3+/Fe2+ giảm đáng kể.
7.2.3 Ảnh hưởng của phản ứng kết tủa
Khi các chất oxi hoá-khử tham gia phản ứng phụ là phản ứng kết tủa, thế oxi hốkhử của nó bị ảnh hưởng. Chiều của phản ứng có thể thay đổi khi các phản ứng phụ xảy
ra. Thế oxi hoá-khử lúc này cũng gọi là thế oxi hố-khử tiêu chuẩn điều kiện.
Thí dụ trường hợp Cu2+, khi khơng có I- phương trình Nernst được viết:
E = Eo Cu2+/Cu+ + 0,059log

[Cu 2+ ]
[Cu + ]

(7.3)

Khi có mặt I- các phản ứng như sau:
Cu2+ + e
= Cu+
Cu+

+ I-

= CuI¯

Cu2+ + I- + e = CuI¯
Phương trình Nernst cho phản ứng tổng cộng được viết:
E = E’oCu /CuI + 0,059log [Cu2+].[I-]

Mặt khác [I-] có thể tính từ tích số tan [I-] = TCuI /[Cu ]
Phương trình Nernst được viết lại là:
2+

+

E = E’

o

2+

Cu /CuI

+ 0,059log

[Cu 2+ ].TCuI
[Cu + ]

(7.4)

Lấy 7.3 trừ đi 7.4 ta có
E’oCu /CuI = Eo Cu /Cu - 0,059logT CuI
Thay EoCu /Cu = 0,17V ; TCuI = 10-12
E’oCu /CuI = 0,88V
7.2.4 Thế của dung dịch chất oxi hoá-khử liên hợp, dung dịch đệm thế
Dung dịch có thành phần gồm chất oxi hố và khử liên hợp thí dụ Fe3+ 0,1M +
Fe2+ 0,2 M ; Ce4+0,05 M + Ce3+ 0,04M v.v, là các dung dịch đệm thế. Cơng thức tính
thế của dung dịch này theo phương trình Nernst có dạng giống cơng thức tính pH trong
phương pháp axit-bzơ.

Khi đưa chất oxi hóa hoặc chất khử vào dung dịch, nồng độ chất oxi hoá-khử
trong hệ thay đổi, tuy nhiên, đây là sự thay đổi về tỷ lệ nồng độ chất oxi hóa khử, nó
đứng sau hàm logarit nên thế của dung dịch thay đổi khơng đáng kể. Thí dụ tăng, giảm
2+

2+

2+

+

+

2+

nồng độ chất oxi hoá 10 lần, thế của dung dịch thay đổi ± 0,059/n V.


7.2.5 Thế của dung dịch chất oxi hố-khử khơng liên hợp.
Thực chất đây là hai cặp oxi hố-khử cùng có mặt trong dung dịch. Có 3 trường hợp
xảy ra: chất oxi hố có nồng độ đương lượng lớn hơn chất khử, chất oxi hố có nồng độ
đương lượng nhỏ hơn chất khử và chất oxi hố có nồng độ đương lượng bằng chất khử.
7.2.5.1 Chất oxi hố có nồng độ đương lượng lớn hơn chất khử
Khi có chất oxy hố và chất khử thuộc 2 cặp khác nhau trong dung dịch, phản ứng oxi
hoá-khử xảy ra, sau phản ứng, chất oxyhố cịn dư. Thế của dung dịch lúc này được
tính theo chất oxy hố.
Thí dụ 7.1: Trộn 50 ml dung dịch Ce4+ 0,1M với 50 ml dung dịch Fe2+ 0,05M, tính thế
của dung dịch.
Giải: Sau phản ứng, chất oxi hố dư, thế của dung dịch được tính theo phương trình
E = EoCe

4+

/Ce3+

+ 0,059log

[Ce 4+ ]
[Ce 3+ ]

E = 1,44V + 0,059 log 1 = 1,44V
7.2.5.2 Chất oxi hố có nồng độ đương lượng nhỏ hơn chất khử
Cũng lấy thí dụ Ce4+ và Fe2+ nhưng bây giờ để Fe2+ dư, thế của dung dịch được tính
theo cặp Fe3+/Fe2+
E = EoFe3+/Fe2+ + 0,059log

[ Fe 3+ ]
[ Fe 2+ ]

Thí dụ 7.2: Trộn 50 ml dung dịch Ce4+ 0,05M với 50 ml dung dịch Fe2+ 0,1M, tính thế
của dung dịch.
Giải: sau phản ứng, Fe2+ dư, thế của dung dịch được tính theo phương trình
E = EoFe3+/Fe2+ + 0,059log

[Ce 4+ ]
[Ce 3+ ]

E = 0,77V + 0,059 log 1 = 0,77V
7.2.5.3 Chất oxi hoá có nồng độ đương lượng bằng chất khử
Mặc dầu nồng độ đương lượng bằng nhau nhưng tuỳ theo chất oxi hố-khử, thế của

dung dịch có thể phụ thuộc vào thế tiêu chuẩn và nồng độ của chúng. Có 3 trường hợp
cần phân biệt:
a) Nồng độ đương lượng bằng nhau, hệ số của các chất tham gia ở các bán phản
ứng bằng nhau
Lấy trường hợp Ce4+ phản ứng với Fe2+ làm thí dụ
Thí dụ 7.3: Khi trộn 50 ml dung dịch Ce4+ 0,1M với 50 ml dung dịch Fe2+ 0,1M, tính
thế của dung dịch sau khi trộn.
Giải: Các bán phản ứng:


Ce4+ + e = Ce3+
E = EoCe

4+

/Ce3+

Fe3+ + e

+ 0,059log

[Ce 4+ ]
[Ce 3+ ]

(7.5)

= Fe2+

E = EoFe3+/Fe2+ + 0,059log

[ Fe 3+ ]
[ Fe 2+ ]

(7.6)

Cộng 7.5 và 7.6 ta có
2E = EoCe

4+

/Ce3+

+ EoFe3+/Fe2+ + 0,059 log

[Ce 4 + ].[ Fe 3+ ]
[Ce 3+ ].[ Fe 2 + ]

(7.7)

Theo phương trình bảo tồn electron, [Ce3+ ] = [Fe3+]
Theo phương trình bảo tồn khối lượng [Ce4+] = [Fe2+]
Như vậy phương trình 7.7 còn lại 2E = Eo Ce /Ce + Eo Fe3+/Fe2+
E = (EoCe /Ce + EoFe3+/Fe2+)/2
(7.8)
b) Nồng độ đương lượng bằng nhau, hệ số của các chất tham gia ở 2 bán phản ứng
bằng nhau
Thí dụ 7.4 Lấy 50,0 ml dung dịch MnO4- 0,02M trộn với 50,0 ml dung dịch Fe2+ nồng
4+

4+

3+

3+

độ 0,1M. Nồng độ H+ ln bằng 1M. Tính thế củ dung dịch sau phản ứng.
Giải: Có các bán phản ứng:
MnO4- + 5e + 8H+ =
E= E

o

MnO4-/Mn2+

Fe3+ + e

+

Mn2+

+ 4 H2 O

[ MnO 4- ].[ H + ]8
0,059/5log
[ Mn 2+ ]

(7.9)

= Fe2+

[ Fe 3+ ]
E = E Fe3+/Fe2+ + 0,059log
[ Fe 2+ ]
o

(7.10)

Nhân 7.9 với 5 rồi cộng với 7.10 ta có:
-

6E = 5EoMnO

2+
4 /Mn

+ EoFe3+/Fe2+ + 0,059 log

[ MnO4 ].[ Fe 3+ ]
[ Mn 2 + ][ Fe 2 + ]

Theo định luật bảo tồn electron có 5[Mn2+] = [Fe3+]
Theo định luật bảo toàn khối lượng 5[MnO4-] = [ Fe2+]
Thay 7.12 và 7.13 vào 7.11 ta có
6E = 5EoMnO /Mn2+ + EoFe3+/Fe2+ hay

(7.11)
(7.12)
(7.13)

4

E=

o
o
5E MnO
+ E Fe
3+
/ Mn 2 +
/ Fe 2 +
4

6

E = 5 x1,52 + 0,77 =1,396V
6

c) Nồng độ đương lượng bằng nhau, hệ số của các chất ở 2 bán phản ứng khác nhau.


Xét phản ứng của Cr2O72- Fe2+ khi trộn 50 ml dung dịch K2Cr2O7 0,02M với 50 ml dung
dịch Fe2+ 0,12M trong điều kện nồng độ H+ = 1M.
Các bán phản ứng
Cr2O72- + 6 e + 14 H+ = 3Cr3+ + 7 H2O
2-

E = EoCr O

23+
7 /2Cr

Fe3+ + e

= Fe2+

2

E =E

o

Fe3+/Fe2+

+

[Cr2 O7 ].[ H + ]14
0,059
log
6
[Cr 3+ ] 2

(7.14)

[ Fe 3+ ]
+ 0,059log
[ Fe 2+ ]

(7.15)

Nhân 7.14 với 6 rồi cộng với 7.15 ta có:

2-

7E = 6EoCr O
2

23+
7 /2Cr

+ EoFe3+/Fe2+ + 0,059log

[Cr2 O7 ].[ Fe 3+ ]
[Cr 3+ ] 2 .[ Fe 2 + ] 2

Theo định luật bảo toàn electron [Fe3+] = 3[Cr3+] hay [Cr3+]=[Fe3+]/3
Theo định luật bảo toàn khối lượng [Fe2+] = 6[Cr2O72-] hay [Cr2O72-]=[Fe2+]/6
Thay nồng độ của Cr2O72- và Cr3+ theo nồng độ Fe2+ và Fe3+ vào, biểu thức sau logarit
như sau
[ Fe 2 + ] [ Fe 3+ ].9
= 3 3+
3+ 2
2+
6[ Fe ] [ Fe ]
2[ Fe ]

7E = 6EoCr O
2

23+
7 /2Cr

+ EoFe3+/Fe2+ + 0,059log

3
2[ Fe 3+ ]

Như vậy mặc dù đương lượng của chất oxi hoá-khử bằng nhau nhưng do hệ số
trao đổi của một cặp liên hợp chất tham gia phản ứng khác nhau, thế của dung dịch
không những phụ thuộc thế tiêu chuẩn mà còn phụ thuộc vào nồng độ.
7.3
HẰNG SỐ CÂN BẰNG CỦA PHẢN ỨNG OXI HOÁ-KHỬ
aOx1 + b Kh2 = aKh1 + bOx2
K=

[Kh1 ]a .[Ox 2 ]b
[Ox1 ]a. [Kh2 ]b

Các chất oxi hố -khử liên hợp có thể viết các phương trình Nernst riêng cho từng cặp
Đối với cặp chất oxi hóa: aOx1 + ne = a Kh1
Eox = E
Đối với cặp chất khử:

ox

[Ox1 ] a
0,059
log
+
n
[ Kh1 ] a

bOx2 + ne =
Ekh = E

Khi Eox = Ekh

o

o

kh

bKh2

[Ox 2 ]b
0,059
+
log
n
[ Kh2 ]b


Eoox +
E

o

ox

[Ox 2 ]b
[Ox1 ] a

0,059
0,059
o
log
log
=
E
+
kh
n
n
[ Kh2 ]b
[ Kh1 ] a

- E

o

kh

[Ox 2 ]b [ Kh1 ] a
0,059
log
=
n
[Ox1 ] a [ Kh2 ]b

Eoox - Eokh =

0,059

log K
n

n( E o ox - E o kh )
n( E o ox - E o kh )
X
LogK =
Hay K= 10 trong đó x =
0,059
0,059

Thí dụ 7.5: Tính hằng số cân bằng của phản ứng giữa KMnO4 biết rằng Eo Fe
0,77V; EoMnO /Mn = 1,52 V.
Giải:
4

+

/Fe2

=

2+

K=10.exp.
K= 10

7.4

3+

n( E o ox - E o kh )
0,059

5 (1, 52- 0, 77 )
0, 059

= 1062,5

CHUẨN ĐỘ OXI HOÁ -KHỬ

7.4.1 Chất chỉ thị oxi hố -khử
Có 3 dạng chất chỉ thị oxi hoá - khử như sau:
1. Bản thân chất oxi hố -khử có màu làm chỉ thị (KMnO4)
2. Chất oxi hoá - khử tạo phức màu với chất chỉ thị (Iot với hồ tinh bột)
3. Chất oxi hoá - khử có dạng khử và dạng oxi hố khác màu nhau
Như vậy hai loại trên là các trường hợp cá biệt, đa số các chất chỉ thị oxi hoá - khử là
các chất hữu cơ có tính chất oxi hoá - khử mà màu của dạng oxi hoá khác màu dạng
khử. Thí dụ diphenylamin C6H5-NH-C6H5 là hợp chất hữu cơ có tính chất sau:

Cơ chế đổi màu của chất chỉ thị
Ind(ox) +

ne

⇌ Ind(Kh)


E = Eoox/kh +

[ Ind (ox ]
0,059
log
n
[ Ind (kh ]

Màu của dạng oxy hố khác màu dạng khử; thơng thường khi nồng độ dạng oxi hoá gấp
10 lần dạng khử, dung dịch có màu dạng oxy hố và ngược lại. Khoảng thế đổi màu của
dung dịch theo phương trình Nernst như sau: E = Eoox/kh ± 0,059/n
Trong quá trình chuẩn độ, thế của dung dịch thay đổi do tác động của các dung dịch
chuẩn là các chất oxy hoá hay khử, làm cho thế của các chất chỉ thị oxi hoá -khử cũng
thay đổi theo, dạng của chất chỉ thị chuyển từ dạng oxyhóa sang dạng khử hoặc ngược
lại hay nói cách khác là màu của dung dịch thay đổi.
Chọn chất chỉ thị
Hai điều kiện để chọn chất chỉ thị:
•

Khoảng đổi màu của chất chỉ thị nằm trong bước nhảy của đường cong chuẩn độ

•

Thế tiêu chuẩn của chất chỉ thị càng gần với thế tại điểm tương đương càng tốt.
Bảng 14: Một số chất chỉ thị thường sử dụng
Chất chỉ thị

Eo(V)
[H+]=1

Màu
Dạng Ox

Dạng khử

Đỏ trung tính
Xanh metylen

+ 0,24
+ 0,53

Đỏ
Khơng màu
Xanh da trời Khơng màu

Diphenylamin
Axit diphenylamin sunfonic
Eric glusin A

+ 0,76
+0,85
+ 1,0

Tím xanh
Tím đỏ
Đỏ

Axit phenylanthranylic
Feroin (Fe2++ O-phenanthrolin)
Axit O,O’-diphenylamin dicacboxylic

+ 1,08

+ 1,14
+ 1,26

Tím đỏ
Khơng màu
Xanh da trời Đỏ
Tím xanh
Khơng màu

Khơng màu
Khơng màu
Xanh

7.4.2 Thiết lập đường cong chuẩn độ
Ngun tắc:
Tính thế oxi hố -khử của dung dịch tại các thời đểm khác nhau sau đó đưa vào đồ thị.
1. Trước điểm tương đương thế của dung dịch được tính theo cặp oxi hố -khử cần
xác định còn dư.
2. Sau điểm tương đương, thế của dung dịch được tính theo cặp oxi hố -khử là chất
chuẩn dư
3. Tại đểm tương đương thế của dung dịch được tính theo thế hỗn hợp, trường hợp
nế hệ số của các chất phản ứng ở các bán phản ứng khác nhau thế còn phụ thuộc
vào nồng độ chất tham gia phản ứng.
Các thí dụ


Thí dụ 7.6: Tính thế oxi hố -khử và vẽ đường cong chuẩn độ 50,0 ml dung dịch Fe2+
0,1 M bằng dung dịch Ce4+ 0,1M với các thể tích dung dịch Ce4+ là:
10,0 ml; 25,0 ml; 45,0 ml; 49,5 ml; 50,0 ml; 50,5 ml; 55,0 ml; 75,0 ml; 100,0ml.
Cho Eo Fe3+/Fe2+ =0,77V ; Eo Ce4+/Ce3+ = 1,44V

Giải Trước điểm tương đương, thế của dung dịch tính theo cặp Fe3+/Fe2+
V= 10 ml
E = Eo Fe3+/Fe2+ + 0,059 log [Fe3+]/[Fe2++]
Lượng Fe2+ ban đầu
50 x 0,1
= 5 mM
4+
Lượng Ce đã đưa vào
10 x 0,1
= 1 mM
Lượng Fe2+ dư
= 4 mM
Phương trình tính thế dung dịch là :
E = 0,77 + 0,059 log (1/4)
E = 0,734V
V = 25 ml E = 0,77V; V= 45ml E = 0,826V; V = 49,5ml E = 0,887V; V=50ml E = 1,105V
[E= (0,77+ 1,44)/2]
V = 50,5 ml, E tính theo cặp Ce4+/Ce3+
E = 1,44 + log [Ce4+]/ [Ce3+]
Dư 0,5 ml x0,1 = 0,05 mM
Nồng độ Ce4+ là 0,05/100,5 = 4,975.10-4
Nồng độ Ce3+ là 5/100,5 = 4,975.10-2
E = 1,44 – 0,118 = 1,322V
V = 55ml E = 1,381V; V = 75,0ml E = 1,422V; V = 100,0ml E = 1,44V
Vẽ đường cong chuẩn độ
B

E(V)

1.5

1.4
1.3

Y Axis Title

1.2
1.1
1.0
0.9
0.8
0.7
0

20

40

60

80

100

V(ml)

X Axis Title

Hình 7.2: Đường cong chuẩn độ Fe2+ bằng Ce4+
Tính sai số của phép chuẩn độ
Bài tốn có thể tính sai số chuẩn độ từ thế kết thúc chuẩn độ (do chất chỉ thị nên

còn gọi là sai số chỉ thị) hoặc là từ sai số biết trước, tính ra thế kết thúc.
Thí dụ 7.7: Tính sai số của phép chuẩn độ trên nếu kết thúc ở thế 0,947 V và 1,263V


Giải: Thế hỗn hợp ở điểm tương đương là 1,105V nên khi kết thúc ở 0,947 V là trước
tương đương, thế của dung dịch được tính theo cơng thức:
E
= Eo Fe3+/Fe2+ + 0,059 log [Fe3+]/[Fe2++]
Hay
0,947 = 0,77
+ 0,059 log [Fe3+]/[Fe2++]
log [Fe3+]/[Fe2++] = 3
S% =

1
.100 = 0.1%
1000 + 1

Khi kết thúc ở 1,263V, sau tương đương, thế của dung dịch được tính theo cơng thức:
1,263 = 1,44 + 0,059 log[Ce4+] / [Ce3+]
Hay log[Ce4+] / [Ce3+] = -3
S% =

1
.100 =0,1%
1000

Thí dụ 7.8: Tính thế và vẽ đường cong chuẩn độ 50,0 ml dung dịch Fe2+ 0,05 M bằng
dung dịch KMnO4 0,01 M, ở pH =0 với các thể tích dung dịch KMnO4 là V= 10,0ml;
25,0ml; 45,0ml; 49,5ml; 50,0ml; 55,0ml; 75,0ml; 100,0 ml. Cho Eo Fe3+/Fe2+ = 0,77V;

Eo MnO4-/Mn2+ = 1,52V
Giải Trước điểm tương đương, thế của dung dịch tính theo cặp Fe3+/Fe2+
V= 10,0 ml
E = Eo Fe3+/Fe2+ + 0,059 log [Fe3+]/[Fe2++=]
Lượng Fe2+ ban đầu
50 x 0,05
= 2,5 mM
Lượng MnO4 đã đưa vào
10 x 0,01
= 0,1 mM
Tương đương
= 0,5 mM Fe2+
Lượng Fe2+ dư
= 2 mM
Phương trình tính thế dung dịch là : E = 0,77 + 0,059 log (0,5/2), E = 0,734V
B
E(V)

1.6

Y Axis Title

1.4

1.2

1.0

0.8

0.6
0

20

40

60

80

100

V(ml)

X Axis Title

Hình 7.3: Đường cong chuẩn độ Fe2+ bằng KMnO4 ở pH =0
V = 25,0 ml E = 0,77V
V= 45,0 ml E = 0,826 V
V = 49,5
E = 0,887 V
V=50,0 ml E = 1,395 V
;
( 0,77+ 5x1,52)/6


Sau tương đương thế của dung dịch được tính theo cặp MnO4-/Mn2+
V= 50,5 ml
Lượng MnO4- dư là 0,5 x 0,01 = 0,005 mM

Nồng độ MnO4- dư là 0,005 mM/100,5 = 4,975.10-5
Nồng độ Mn2+ là (50x0,01)/100,5 = 4,975.10-3
Thế được tính: E = 1,52 + (0,059/5) log (0,005/0,5)
E = 1,4964V
V= 55,0
E = 1,508 V ;
[1,52 + (0,059/5) log (0,05/0,5)]
V=75,0
E= 1,516 V ;
[1,52 + (0,059/5) log (0,25/0,5)]
V=100,0
E = 1,5V
7.5 CÁC PHƯƠNG PHÁP OXI HOÁ KHỬ THƯỜNG ĐƯỢC SỬ DỤNG
7.5.1 Phương pháp pemanganat
a) Cơ sở của phương pháp
Phương pháp dựa trên phản ứng oxi hố của pemanganat trong các mơi trường có pH
khác nhau; trong môi trường axit mạnh, xảy ra phản ứng
MnO4- + 5e + 8H+ = Mn2+ +
4 H2 O
Viết phương trình Nerst cho bán phản ứng này như sau:
-

E = 1,52 + 0,059/5 log

[ MnO4 ].[ H + ]8
[ Mn 2 + ]

Do nồng độ axit cao, thế của hệ lớn, có thể oxi hố được nhiều chất, hơn nữa sản phẩm
của phản ứng là Mn2+ nên dung dịch khơng có màu, rất thuận tiện cho nhận biết điểm
tương đương vì khi dư một giọt MnO4- làm cho dung dịch có màu hồng.

Trong mơi trường trung tính, axit yếu, MnO4- bị khử tới MnO2
MnO4- + 3e + 4H+ ⇋ MnO2 + 2H2O ; EoMnO4-/MnO2 = 1,69V
Trong môi trường kiềm, MnO4- cũng bị khử tới MnO2 một cách thuận nghịch
MnO4- + 3e + 4H+ ⇋ MnO2 + 2H2O ; EoMnO4-/MnO2 = 0,57V
Còn trong mơi trường kiềm mạnh thì pemanganat bị khử thành manganat
MnO4- + e ⇋ MnO42Các phản ứng trong môi trường axit yếu trung tính và kiềm ít được sử dụng
Trong môi trường axit mạnh, Mn(VII) bị khử về Mn(II) nhưng thường qua các
hóa trị trung gian: Mn(V), Mn(IV), Mn(III)
MnO4- + Mn2+ = Mn3+ + MnO42- sau đó, mangan dioxit được tạo thành từ
manganat: Mn2+ + MnO42- = 2MnO2
Như vậy có vơ số các hợp chất của Mangan có số oxi hóa khác nhau, tuy nhiên cần phải
giữ nó ở dạng nào là do yêu cầu của phản ứng.
b) Ưu nhược điểm của phương pháp:


1) Phương pháp ưu điểm có thể xác định được nhiều chất vơ cơ và hữu cơ khác
nhau:
• Xác định kim loại:
6KMnO4 + 10Fe + 24H2SO4 = 6MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + 24 H2O + 3K2SO4
• Xác định chất khử:
2MnO4- + 5C2O42- + 16H+ = 10 CO2 + 2Mn2+ + 8H2O
• Xác định chất oxi hố
Fe3+ là chất oxi hóa, trước hết khử Fe3+ về Fe2+ bằng Zn trong HCl hoặc Sn2+ sau đó
chuẩn độ Fe2+ hình thành bằng KmnO4.
• Xác định chất hữu cơ
24KmnO4 + 5C6H12O6 + 36H2SO4 = 30CO2 + 24MnSO4+ 12K2SO4 + 66H2O
• Xác định các chất khơng có tính oxi hố khử, thí dụ Ca2+.
Để xác định Ca2+, trước hết kết tủa Ca2+ ở dạng CaC2O4, sau đó hồ tan kết tủa
bằng H2SO4 chuẩn dộ bằng MnO4-, từ đó tính ra Ca2+.
2) Khơng phải dùng chất chỉ thị

3) MnO4- là chất dễ kiếm, rẻ tiền nên được sử dụng rộng rãi.
Nhược điểm của phương pháp
1) KMnO4 không phải là chất gốc, cần xác định lại nồng độ nó bằng axit oxalic.
2) Phương pháp bị ngăn cản bởi nhiều chất khử như Cla) Pha chế dung dịch tiêu chuẩn
Dung dịch pemanganat thường khơng bền do có các tạp chất hữu cơ và vô cơ làm
phân hủy pemanganat thành MnO2. Để hạn chế tới mức thấp nhất những phản ứng này,
phải dùng KMnO4 loại tinh khiết phân tích hoặc đặc biệt tinh khiết. Nước cất dùng để
pha chế dung dịch chuẩn cần loại hết các tạp chất hữu cơ, bằng cách chưng cất nước
với pemanganat. Sau khi pha chế xong, nồng độ của dung dịch được xác định lại bằng
chất gốc H2C2O4. 2H2O hoặc asen(III) oxit.
Một cách đơn giản cũng hay được áp dụng là đun đến gần sôi (80-90oC) dung dịch
pemanganat mới điều chế và giữ ở nhiệt độ đó khoảng một giờ, sau đó để nguội và lọc
dung dịch qua phễu thủy tinh xốp G4, và để trong chai thủy tinh màu nâu.
Dung dịch KMnO4 sau khi pha chế xong chưa có nồng độ ổn định, cần phải để yên
7-10 ngày sau đó lọc và chuẩn độ lại nồng độ dung dịch.
Xác định độ chuẩn với axit oxalic được tiến hành trong mơi trường axit sufuric có
nồng độ từ 0,05 - 4M.
2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 10CO2­ + K2SO4 + 8H2O


Theo Fowler và Bright thì ban đầu chuẩn độ 90% lượng pemanganat với tốc độ
nhanh vừa phải ở nhiệt độ thường, sau đó đun nóng đến 55-60oC và chuẩn chậm đến
xuất hiện màu hồng nhạt của pemanganat cho kết quả lặp lại tốt.
b) Một vài kỹ thuật phân tích với pemanganat
1. Định lượng Fe(II) và Fe(III)
Định lượng Fe(II) bằng KMnO4 trong môi trường axit rất thuận lợi do phản ứng
xảy ra nhanh, hoàn toàn, tuy nhiên dùng loại axit nào cho môi trường phản ứng là vấn
đề cần quan tâm. Dùng H2SO4 có thuận lợi là khơng xảy ra phản ứng phụ phân hủy
KMnO4 tuy nhiên gặp trở ngại khi chuẩn độ các muối FeCl2 hoặc chuyển các muối
Fe(III) về Fe(II) bằng SnCl2 trong môi trường HCl. Dùng axit HCL xảy ra phản ứng

phụ với KMnO4 tạo thành Cl2. Để khắc phục nhược điểm này, Zimmerman đã đưa thêm
một hỗn hợp có MnSO4 vào mơi trường phản ứng (cịn gọi là hỗn hợp bảo vệ) và đã
chuẩn độ được Fe(II) trong mơi trường axit HCl có kết quả rất tốt. Hỗn hợp bảo vệ
Zimmerman có thành phần: 70g MnSO4.7H2O; 130 ml H2SO4 đặc tỷ trọng 1,84; 140
ml H3PO4 tỷ trọng 1,7 pha bằng nước cất đến 1lit.
Giải thích hiện tượng này có nhiều giả thiết nhưng trước hết là thêm MnSO4 vào
dung dịch làm giảm thế ox-kh của cặp Mn(VII)/Mn(II) như trong phương trình Nernst
(EoMnO4-/Mn2+ =1,52V), vì vậy thế này giảm đến mức khó oxi hóa được Cl- thành Cl2
(EoCl /2Cl = 1,36V). Một giả thiết mà nhiều người đặt ra là MnO4- phản ứng với Mn(II)
tạo thành hợp chất trung giang Mn(III). Đây là hợp chất rất quan trọng vì thế của cặp
2

-

Mn(III)/Mn(II) nếu khơng có chất tạo phức có giá trị cao (∼1,5V) có khả năng oxi hóa
được Cl-. Khi đưa hỗn hợp bảo vệ có MnSO4 và H3PO4 vào dung dịch, một mặt các
anion tạo phức với Mn(III) và mặt khác giảm tỷ lệ nồng độ Mn(III)/Mn(II) cũng có
nghĩa là giảm thế của cặp này, vì vậy nó khơng oxi hóa được Cl-. Sản phẩm trung gian
là Mn(IV) cũng là yếu tố oxi hóa Cl- thành axit hypoclorơ theo phản ứng:
MnO2+ + Cl- + H+ = Mn2+ + HClO
Khi trong dung dịch có Mn(II), nó nhanh chóng phản ứng với Mn(IV) để tạo thành
Mn(III) ngăn cản phản ứng trên.
2. Định lượng các chất khử
Rất nhiều chất khử được xác định bằng phương pháp pemanganat như NO2-,
Mn(II), Ti(III), SO32-, H2O2.
Đối với phép phân tích NO2-, phản ứng chuẩn độ như sau:
5NO2- + 2 MnO4- + 6H+ = 5NO3- + 2 Mn2+ +3 H2O
Như vậy cần môi trường axit, tuy nhiên NO2- dễ bị phân hủy theo phản ứng:
2NO2- + 2 H+ = 2HNO2 = NO↑ + NO2 + H2O

Để tránh mất chất phân tích phải chuẩn độ ngược nghĩa là chuẩn độ dung dịch
pemanganat đã axit hóa bằng dung dịch NO2- trung tính. Phương pháp này cũng được
áp dụng để chuẩn độ SO32- để tránh tạo thành khí SO2 dễ bay hơi.
Đối với phép chuẩn độ Mn(II) phải tiến hành trong mơi trường đệm axetat và có
thêm oxit kẽm vì phản ứng chuẩn độ sinh ra H+
3Mn2+ + 2MnO4- + 2 H2O = 5MnO2↓ + 4H+
3. Định lượng Canxi
Kết tủa Ca2+ dưới dạng CaC2O4 bằng (NH4)2C2O4 sau đó hoà tan kết tủa trongdung
dịch H2SO4 rồi chuẩn độ H2C2O4 sinh ra bằng dung dịch chuẩn KMnO4.
Ca2+ + C2O42- ® CaC2O4
Điều kiện của phản ứng là môi trường pH4. Ban đầu đun nóng dung dịch tới nhiệt
độ 80-90oC để hạn chế sự tạo mầm tinh thể sau đó, làm nguội từ từ và để yên khoảng
60 phút để kết tủa hồn tồn và ni tinh thể. Giai đoạn này cịn gọi là “làm muồi” tinh
thể.
CaC2O4 + H2SO4 ® CaSO4¯ + H2C2O4
Lọc lấy kết tủa qua giấy lọc băng xanh, rửa kết tủa 4-5 lần bằng dung dịch
(NH4)2C2O4 0,1%, để tránh hịa tan, sau đó rửa 2-3 lần bằng nước cất để loại hết oxalat
dư. Hoà tan kết tủa ngay trên phễu bằng dung dịch H2SO4 2M nóng, sau đó chuẩn độ
bằng KMnO4.
2KMnO4 + 5 H2C2O4 + 3H2SO4 ® 2 MnSO4 + K2SO4 +10 CO2 + 8H2O
7.5.2 Phương pháp dicromat
a) Cơ sở của phương pháp
Trong môi trường axit, CrO72- là chất oxi hố tương đối mạnh có bán phản ứng:
Cr2O72- + 6 e
+ 14 H+
=
3Cr3+ + 7 H2O
2-

E = Eo Cr2O72-/2Cr3+ +

[Cr2 O7 ].[ H + ]14
0,059
log
6
[Cr 3+ ] 2

EoCr O /2Cr = 1,36 V, thế oxi hoá này tương đối cao, nó cũng phụ thuộc vào nồng độ
H+. Dung dịch Cr2O72- dùng làm chất chuẩn để xác định được nhiều chất oxi hoá khử.
b) Ưu điểm của phương pháp
1. Dicromat là chất gốc, dùng để xác lập các chất chuẩn khác trong phương pháp oxi
hoá khử, rất dễ bảo quản, bền có thể để lâu trong phịng thí nghiệm.
2. Có thể tiến hành chuẩn độ trong môi trường H2SO4, H3PO4, và ngay cả HCl vì thế
tiêu chuẩn của cặp Cl2/Cl- cũng bằng Cr2O72-/2Cr3+, tuy nhiên, không nên chuẩn
độ trong môi trường HCl có nồng độ cao hơn 2M.
2

27

3+


3. Dùng phương pháp dicromat có xác định được nhiều chất oxi hố khử: xác định
chất khử, thí dụ Fe(II), Mn(II), Ti(III), SO32-v.v.; các chất oxi hoá (Fe(III) v.v.;
các chất hữu cơ: oxi hóa CH3OH thành CO2, hiđroquynol v.v.
Phương pháp phải dùng chất chỉ thị có thể xem đây là hạn chế so với pemanganat; chỉ
thị thường dùng là diphenylamin (Eo=0,76V) hoặc phenylanthranylic (Eo = 1,08 V).
c) Thí dụ - Xác định Chì bằng phương pháp dicromat
Nguyên tắc xác định

- Tách Pb2+ dưới dạng PbSO4 it tan bằng H2SO4:
Pb2+ + SO42- ®

PbSO4¯

- Hồ tan PbSO4 bằng dung dịch đệm CH3COONH4 + CH3COOH 1M:
PbSO4 + 4 NH4CH3COO

® Pb(CH3COO)4(NH4)2 + (NH4)2SO4

- Kết tủa PbCrO4 bằng K2Cr2O7:
2Pb(CH3COO)4(NH4)2 + K2Cr2O7 +

H2 O ®

2PbCrO4 +

2KCH3COO +

4NH4CH3COO + 2 CH3COOH
- Hoà tan PbCrO4 đã rửa sạch CrO42- dư bằng hỗn hợp clorua sau đó tác dụng với
KI dư: (hỗn hợp clorua được điều chế: 320 gam NaCl + 100 ml HCl đặc pha đến 1lit)
2PbCrO4 + 4HCl ® 2PbCl2 + H2Cr2O7 + H2O
H2Cr2O7 + 6 KI + 12 HCl ® 2CrCl3 + 6KCl + 7H2O + 3 I2
-

Chuẩn lượng I2 thốt ra bằng Na2S2O3 có nồng độ C1 với chỉ thị hồ tinh bột:
I2 + 2Na2S2O3

® 2NaI

+ Na2S4O6

+ 2 NaI

Quy trình phân tích
Lấy mẫu chứa một lượng Pb2+ xác định (khoảng 10 mg), thêm 50 ml nước cất.
Thêm 2 ml H2SO4 đặc, đun nóng dung dịch tới khoảng 80oC và để yên 30 phút.
Lọc bằng giấy lọc băng xanh và rửa kết tủa bằng 4 lần bằng H2SO4 1%.
Hoà tan kết tủa bằng 20 ml hỗn hợp CH3COONH4 + CH3COOH nóng, rửa giấy
lọc và thu tồn bộ dung dịch vào cốc 250 ml, thêm 10 ml dung dịch K2Cr2O7 5%,
đun nóng tới gần sơi, để n 30 phút. Lọc kết tủa trên giấy lọc băng xanh, rửa kết
tủa bằng nước lọc nóng cho tới khi nước rửa khơng cịn màu vàng. Hồ tan kết
tủa trên giấy lọc bằng 20-25 ml hỗn hợp NaCl + HCl. Rửa, tráng giấy lọc bằng
nước nóng, để nguội, thêm 10 ml dung dịch KI 5%, lắc nhẹ và để yên 10 phút
trong chỗ tối. Dùng dung dịch Na2S2O3, nồng độ C1 chuẩn độ cho tới màu vàng
rơm, thêm 1ml dung dịch hồ tinh bột, chuẩn tiếp tới khi dung dịch mất màu xanh
tím, hết V1 ml.
mgPbO = C1 .V1 .

223,2
3


7.5.3 Phương pháp iot-thiosunfat
Cơ sở của phương pháp:
Phương pháp dựa trên phản ứng oxi hóa khử: I2 + 2e = 2IĐi liền với nó là phản ứng chuẩn độ xác định iot: I2 + 2Na2S2O3 = Na2S4O6 + 2NaI
với EoI2/2I- = 0,53 V, chứng tỏ iot là chất oxi hoá khơng mạnh tuy nhiên có thể dùng I2
là chất oxi hoá để xác định được một số chất khử; ngược lại, I- là chất khử tương đối
mạnh được dùng để xác định các chất oxi hố. Phản ứng có các đặc điểm sau:

• Phản ứng thực hiện trong mơi trường trung tính đến kiềm yếu pH < 9, khơng tiến
hành trong mơi trường kiềm mạnh vì xảy ra phản ứng tự ox-kh của I2 chuyển thành
IO- và I-:
I2 + 2OH- = IO- + I- + H2O
khi đó, IO- là chất oxi hố mạnh, nó oxi hố một phần S2O32- thành SO42S2O32- + 4IO- + 2OH- = 4I- + 2SO42- + 2H2O
• Phải tiến hành trong dung dịch lạnh vì I2 dễ thăng hoa, hơn nữa khả năng hấp phụ
của chỉ thị hồ tinh bột đối với iôt giảm khi đun nóng.
• Phản ứng phải có dư I- vì: thứ nhất là phản ứng khử bằng I- diễn ra chậm nên có dư
I- để tăng tốc độ của phản ứng, thứ hai là I2 chỉ tan tốt trong I- tạo thành I3• Để yên 5-10 phút trong chỗ tối cho phản ứng xảy ra hồn tồn vì tia tử ngoại của ánh
có thể tác động làm oxi hố I-; ngồi ra mơi trường có H+ làm oxi khơng khí hoạt
động có thể oxi hố I- thành I2.
• Na2S2O3 khơng phải là chất gốc, phải xác định lại nồng độ trước khi phân tích.
• Khi chuẩn độ I3- cần chuẩn cho tới màu vàng nhạt (vàng rơm) rồi mới cho chỉ thị hồ
tinh bột vì hồ tinh bột có khả năng hấp phụ mạnh làm cho phép chuẩn độ bị sai lệch
điểm tương đương.
Ứng dụng của phương pháp
a) Xác định các chất khử: Phương pháp có thể xác định các chất khử Na2SO3,
AsO33-, Sn2+ v.v. Cơ sở của phương pháp là dùng một lượng dư I2 phản ứng với
chất khử, sau đó xác định lượng I2 dư bằng dung dịch chuẩn Na2S2O3.
b) Xác định các chất oxi hoá: Cho các chất oxi hoá Cr2O72-, MnO4-, ClO3-, Fe3+v.v
phản ứng với I- dư, giải phóng ra I2. Chuẩn lượng I2 sinh ra bằng Na2S2O3 từ đó
tính được chất oxi hố.
c) Phương pháp cịn dùng để xác định axit theo phản ứng:
5I- + IO3- + 6H+ = 3I2 + 3H2O
7.5.4 Phương pháp Bromat
Cơ sở của phương pháp
Phương pháp sử dụng BrO3- làm chất chuẩn để xác định các chất phân tích.
BrO3- + 6e + 6H+ = Br- + 3H2O

Phản ứng tiến hành trong môi trường axit mạnh và nóng để tăng tốc độ của phản ứng.
Sử dụng chất màu hữu cơ làm chỉ thị. Tại điểm tương đương, BrO3- dư oxi hoá Br- thành
Br2, là chất oxi hoá mạnh phân huỷ các chất màu hữu cơ cho phép nhận ra diểm tương
đương.
BrO3- + 5Br- + 6H+ = 3Br2 + H2O
Sử dụng phương pháp để xác định các chất khử (Sb(III), As(III) v.v...
KBrO3 + 3Sb(NO3)3 + 6HNO3 = KBr + 3Sb(NO3)5 + 3H2O
Phương pháp cũng dùng để xác định các kim loại qua chất hữu cơ, thí dụ xác định Al3+:
sau khi kết tủa với 8-hidroxyquynolin, chuẩn độ 8-hidroxyquynolin tính ra Al3+.
Xác định hàm lượng Al3+ trong mẫu bằng phép đo Bromat
Nguyên tắc:
Kết tủa Al3+ bằng 8-hydroxyquinolin trong môi trường đệm acetat, pH = 5 . Lượng
thuốc thử 8-hydroxyquinolin chỉ nên dư khoảng 4% vì nếu cao q, nó sẽ cộng kết với
nhôm-oxyquynolinat gây sai số. Cần che các ion kim loại Cu2+, Zn2+, Fe3+, Cd2+, Ti4+,
Mo4+, Ca2+, Co2+, Mg2+, Ag+, Bi3+, Sn2+, Mn2+ v.v vì chúng cản trở phản ứng. Một số
anion cản trở: PO43-, F-, AsO43-v.v. cũng cần loại trừ. Dung dịch sau kết tủa có màu vàng
nhạt.
3HC9H6NO + Al3+ ® Al(C9H6NO)3 + 3H+ , hay:
+ Al

3

3+

+ 3H+

= 3

N

N
OH

Al/3

O

Hồ tan kết tủa nhơm oxyquynolinat đã rửa sạch bằng HCl, sau đó cho oxyquynolin
phản ứng với một lượng dư KBrO3 trong Br-. Tiếp theo, chuẩn lượng dư KBrO3 bằng
phương pháp iot - thiosunfat. Q trình này có thể biểu diễn như sau:
2BrO3- + 10 Br- + 12H+

® 6Br2 + 6H2O
Br

+

3
N

6Br2

-+ 6H+ + 6Br

= 3
Br

N
OH

OH

BrO3- + 6 I- + 6H+ ® Br- + 3I2 + 3H2O
3I2 + 6 Na2S2O3 ® 3 Na2S4O6 + 6 NaI
Theo phương pháp này 1 mol Al3+ tương đương với 2 mol BrO3- hay 6 mol Br2, trao
đổi 12 electron nên đương lượng gam của Al3+ là M/12.


Tiến hành: Dùng pipet lấy 20ml dung dịch Al3+ cần xác định vào cốc cỡ 250ml pha loãng
bằng nước cất tới gần 50ml, đun nóng rồi thêm 10ml 8-hydroxyquinolin 5% trong CH3COOH
1M và thêm NH4CH3COO 2M tới thống đục thì cho thêm 10ml NH4CH3COO 2M nữa và đun
nóng 10 phút. Lọc nóng trên giấy lọc băng đỏ. Rửa kết tủa bằng nước nóng cho tới khi nước
rửa khơng cịn màu vàng. Hoà tan kết tủa ðã rửa sạch bằng 25-30ml HCl 2 M hoặc H2SO4 1M.
Rửa tráng giấy lọc 3 lần, mỗi lần 3-5ml HCl 2M hoặc H2SO4 1M. Thêm vào 1ml KBr 5% + 23 giọt dung dịch metyl da cam. Cho từ từ dung dịch KBrO3 có nồng độ xác định (C1) tới khi
dung dịch mất màu chất chỉ thị + 5ml KBrO3 nữa, toàn bộ KBrO3 0,001M là V1 ml (khoảng
25-30ml). Thêm 5 ml KI 5% lắc nhẹ và để yên 5 phút. Từ buret nhỏ dần từng giọt dung dịch
dung dịch Na2S2O3 có nồng độ C2 tới khi dung dịch có màu vàng nhạt thì thêm 1ml hồ tinh bột
rồi tiếp tục nhỏ Na2S2O3 xuống, lắc đều cho đến khi dung dịch mất màu xanh tím. Ghi số ml
Na2S2O3 đã dùng, hết V2 ml.

mgAl = (C1V1 1.

C 2. .V2 27
). hay
6
2

mgAl = (6C1V1 - C2V2 ).

27

12

BÀI TẬP
Tính thế ox-kh điều kiện của cặp Co(III)/Co(II) trong điều kiện có dư NH3 để tạo
thành các phức Co(NH3)63+ và Co(NH3)62+ với các hằng số bền tương ứng là β1,6
=1035,21 và β'1,6 =104,4, biết EoCo3+/Co2+ = 1,84V

2.

3.
4.

Tính thế ox-kh điều kiện của cặp Fe(III)/Fe(II) trong điều kiện có dư F- để tạo
thành các phức FeF63- với hằng số bền tổng cộng là β1,6 =1018,1 và EoFe3+/Fe2+ =
0,77V
Tính thế ox-kh điều kiện của cặp Cu(I)/Cu trong điều kiện có dư CN- để tạo thành
các phức Co(CN)43- với hằng số bền là β1,4 =1030,3, biết EoCu+/Cu = 0,52V
Tính thế ox-kh điều kiện của cặp Cu(II)/Cu(I) trong điều kiện có dư NH3 để tạo
thành các phức Cu(NH3)42+ và Cu(NH3)2+ với các hằng số bền tương ứng là β1,4

5.

6.

8

=1012,0 và β'1,2 =1010,9, biết EoCu+/Cu = 0,51V
Thế ox-kh điều kiện của cặp Zn(II)/Zn là -0,763V, thế ox-kh tiêu chuẩn điều kiện
của cặp đó trong điều kiện có dư NH3 để tạo thành phức Zn(NH3)42+ là -1,0V. Tính
hằng số bền tổng cộng của phức đó.

Thế ox-kh điều kiện của cặp Cu(II)/Cu là 0,337V, thế ox-kh tiêu chuẩn điều kiện
của cặp trong điều kiện có dư NH3 để tạo thành phức Cu(NH3)42+ là -0,07V. xác
định hằng số bền tổng cộng của phức đó.
Thế ox-kh tiêu chuẩn của hệ I2/2I- là Eo = 0,54V và của hệ Cu2+/Cu+ là Eo =
0,153V; giải thích tại sao trong dung dịch có dư I- thì Cu2+ vẫn oxi hóa được I-.