giáo trình thí nghiệm hóa phân tích

Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích

NỘI QUY MƠN HỌC THÍ NGHIỆM HĨA PHÂN TÍCH
1. Trước buổi thực tập (chuẩn bị ở nhà): xem kỹ nội dung bài thực tập để nắm vững
nguyên tắc, cách tính toán và cách thực hiện mỗi thí nghiệm trong bài.
2. Đến phòng thí nghiệm đúng giờ quy định, nộp đầy đủ bài tường trình cho giáo viên
hướng dẫn ngay sau buổi thí nghiệm.
3. Nghe và thực hiện đúng các chỉ dẫn cụ thể của giáo viên về bài thực hành trước
khi tiến hành thí nghiệm
4. Đứng đúng chỗ thí nghiệm quy định. Kiểm tra ngay các dụng cụ, nếu thiếu hoặc
hỏng thì báo cáo ngay cho giáo viên.
5. Có thái độ nghiêm túc khoa học trong buổi thí nghiệm: ghi chép kết quả đo rõ ràng,
đầy đủ, trung thực. Giữ sạch sẽ, gọn gàng chỗ thí nghiệm. Không tự ý di chuyển
các hoá chất chỉ thị…dùng chung cho cả phòng thí nghiệm.
6. Chú ý rèn luyện kỹ năng thực hành phân tích định lượng: đo chính xác khối lượng
và thể tích, cách nhận đúng điểm cuối chuẩn độ, cách bảo quản dung dịch chuẩn,
kỹ thuật lọc rửa, sấy nung kết tủa…
7. Trước khi ra về rửa ngay các dụng cụ thủy tinh và tráng nước cất cẩn thận, sắp xếp
lại gọn gàng và báo cáo với giáo viên.
8. Theo quy định hiện hành, sinh viên không được phép dự thi học phần THỰC
HÀNH PHÂN TÍCH ĐỊNH LƯNG nếu vắng quá hai buổi thực tập.

1


Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích
BÀI 1:

CHỈ DẪN CHUNG VỀ THỰC HÀNH HÓA PHÂN TÍCH

1.1. Đối tượng, nhiệm vụ của phân tích định lượng

 Chọn mẫu đại diện (chọn một phân nhỏ mẫu đại diện cho toàn bộ đối tượng cần phân
tích), cơng việc này cần phải được quy hoạch trước.
 Chuyển chất phân tích về dạng dung dịch: hịa tan hồn tồn mẫu trong dung mơi thích
hợp, tiến hành phân tích theo phương pháp đã chọn. Nếu phân tích bằng một số phương
pháp vật lý thì có thể khơng cần hịa tan mẫu nhưng cần phải xử lý hóa học trước.
 Tiến hành phân tích theo phương pháp đã chọn.
 Tính kết quả (đánh giá kết quả và độ chính xác phân tích).
1.2. Các phương pháp phân tích
 Phương pháp phân tích khối lượng: Dựa vào việc cân sản phẩm tạo thành sau quá trình
thực hiện phản ứng tạo kết tủa từ đó xác định hàm lượng cấu tử cần phân tích.
 Phương pháp phân tích thể tích: Dựa vào việc đo chính xác thể tích dung dịch thuốc
thử có nồng độ chính xác để tính hàm lượng cấu tử cần phân tích.
 Các phương pháp vật lý: Dựa trên việc đo một tính chất vật lý nào đó (độ hấp thụ ánh
sáng, độ dẫn điện, điện thế, cường độ dòng, cường độ bức xạ điện từ,...) mà tính chất này là
hàm lượng của khối lượng hoặc của nồng độ của cấu tử cần phân tích.
1.3. Biểu diễn kết quả trong phân tích định lượng
1.3.1. Biểu diễn hóa học
Biểu diễn cấu tử phân tích theo dạng tồn tại của nó trong chất phân tích. Ví dụ: Cr3+,
Cr2O7, CrO4
Biểu diễn cấu tử phân tích dưới dạng nguyên tố hoặc dưới dạng oxit thường áp dụng
đối với các hợp chất chưa biết chính xác thành phần hoặc khi khơng cần xác định trực tiếp
thành phần. Ví dụ: đối với mẫu vô cơ phức tạp chứa oxi người ta thường biểu diễn các
nguyên tố dưới dạng oxit: Fe – Fe3O4, Si – SiO2,…
1.3.2. Biểu diễn nồng độ phần trăm khối lượng (%)
Hàm lượng cấu tử có trong mẫu phân tích thường được biểu diễn theo phần trăm khối
lượng cấu tử trong mẫu:

q% 

khoiluongcautucanphantich

.100%
khoiluongmau
2


Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích
Tỉ lệ phần trăm về khối lượng thường được dùng để biểu diễn nồng độ. Nó được xác
định như sau:

Khối lượng của dung dịch (trong trường hợp đơn giản chỉ có một dung mơi và một
chất tan) sẽ là:

mdung dịch = mchất tan + mdung mơi
Do vậy chúng ta có thể viết lại cơng thức của nồng độ phần trăm khối lượng như sau:

C% w / w 

mchat tan
.100%
mdungmoi  mchat tan

1.3.3. Nồng độ phần trăm khối lượng – thể tích

Ví dụ: một dung dịch chứa 5g chất tan trong 100ml dung dịch thì dung dịch này có nồng độ
là 5%w/v.
1.3.4. Nồng độ phần trăm về thể tích

Ví dụ: Rượu vang có nồng độ là 12% v/v etanol, điều này có nghĩa là trong mỗi 100ml rượu
vang sẽ có 12 ml etanol.
1.3.5. Nồng độ Phân tử gam

Nồng độ phân tử gam hay nồng độ mol thể tích (nồng độ mol) thường được biểu thị
bằng M, được xác định như sau:

CM 

n chat tan
V dungdich

1.3.6. Nồng độ chuẩn
Nồng độ chuẩn (hay nồng độ đương lượng ) cũng tương tự như nồng độ mol nhưng
dùng đương lượng thay cho mol chất tan trong dung dịch. Nó biểu thị số đương lượng trong

3


Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích
một lít. Do vậy với cùng một dung dịch có thể có nhiều nồng độ đương lượng cho các loại
phản ứng khác nhau.
Ví dụ: Dung dịch axít sulfuric 1M sẽ có nồng độ đương lượng 2N cho phản ứng
axít/bazơ nhưng chỉ là 1N trong phản ứng tạo tủa BaSO4 . Để tính tốn nồng độ đương
lượng của một dung dịch nào đó bạn cần biết chính xác nồng độ mol của nó cũng như hệ số
tỉ lượng của các chất phản ứng được dùng.
Để chuyển đổi nồng độ đương lượng sang các dạng nồng độ khác thì trước hết bạn
phải tìm được nồng độ mol của nó. Nồng độ chuẩn có đơn vị là [đương lượng/L].
1.3.7. Nồng độ mol khối lượng
Nồng độ mol khối lượng được xác định như sau:

Cm 

n chat tan

m dungmoi

1.3.8. Phần mol
Phần mol được định nghĩa là tỉ số của số mol một chất trên tổng số mol của tất cả các
chất.
Ví dụ: Một dung dịch chứa 10 mol etanol trên mỗi 1000g nước. Mà 1000g nước có
55.51 mol nước do vậy phần mol của etanol là: 10/(55.51+10) = 0.1527. Phần mol khơng
phụ thuộc vào nhiệt.
Phần mol có thể dùng cho hỗn hợp của bất kỳ các chất, phần mol có giá trị cực đại
ln là 1 và tổng tất cả phần mol của các chất trong hỗn hợp bằng 1.
Để chuyển phần mol sang các dạng nồng độ khác, cần biết khối lượng của dung môi
và chất tan, phần mol khơng có đơn vị.

4


Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích

CHUẨN ĐỘ ACID- BAZƠ

BÀI 2:

2.1. Chuẩn độ NaOH bằng HCl 0,050N
2.1.1. Nguyên tắc
2.1.1.1. Phản ứng chuẩn độ
H+ + OH-  H2O
pH tương đương 7
2.1.1.2. Định điểm cuối
- Dùng chất chỉ thị pH
Tuỳ nồng độ dung dịch, tùy độ chính xác, chọn chỉ thị thích hợp, thường dùng

phenolphtalein, pH chuyển màu 8,2 – 10 (không màu  hồng)
- Dùng máy đo pH
2.1.2. Thực nghiệm
2.1.2.1. Hóa chất
- Dung dịch acid chuẩn C = 0,050N
- Dung dịch chỉ thị phenolphtalein 0,1% / Etanol 60%
2.1.2.2. Dùng chất chỉ thị
- Buret: Dung dịch acid chuẩn
- Erlen: Hút V ml bazơ + ít nước cất tráng thành bình + vài giọt phenolphtalein.
- Màu dung dịch ở điểm cuối: đỏ  hồng  không màu.
2.1.3. Kết quả: Tính nồng độ đương lượng, nồng độ mol hay nồng độ khối lượng của
dung dịch khảo sát.
2.2. Chuẩn độ dung dịch Na2CO3 bằng dung dòch HCl hay H2SO4
2.2.1. Nguyên tắc
2.2.1.1. Phản ứng chuẩn độ
H+ + CO32-  HCO3-

Ka1 = 10-6,35

H+ + HCO3- 

Ka2 = 10-10,32

2.2.1.2. Định điểm cuối
- Dùng chất chỉ thị:
5


Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích
+ Ở điểm tương đương (1) pH = ½ (p Ka1 + p Ka2) = 8,21

+ Ở điểm tương đương (2) pH khoảng 4 tùy thuộc nồng độ H2CO3 trong dung
dịch
Do đó có thể định điểm cuối bằng hai chỉ thị:
* Phenol phtalein.
* Metyl da cam chuyển maøu 3,1 – 4,4 (đỏ  cam)
Dùng máy đo pH: Vẽ đường biểu diễn ΔpH.
2.2.2. Thực nghiệm
2.2.2.1. Hóa chất
- Dung dịch chuẩn HCl
- Dung dịch chỉ thị Metyl da cam 0,1%/ nước
- Phenol phtalein 0,1%/ Etanol 60%
2.2.2.2. Cách tiến hành
* Dùng chất chỉ thị:
- Buret: dung dịch chuẩn HCl hoặc H2SO4
- Erlen: hút V ml dung dịch mẫu Na2CO3 + ít nước cất tráng thành bình + vài giọt
chỉ thị Phenol phtalein
- Màu dung dịch ở điểm cuối 1: hồng  khơng màu
Thêm tiếp vài giọt chỉ thị định điểm cuối 2; chuẩn độ tiếp đến đổi màu chỉ thị
* Duøng máy đo pH:
- Buret: Dung dịch chuẩn HCl
- Becher 250ml: Hút V ml dung dịch mẫu Na2CO3 + ít nước cất đến khoảng 100ml.
Ghi pH trong q trình chuẩn độ
2.2.3. Kết quả
Tính nồng độ khối lượng của Na2CO3 trong mẫu. Nếu mẫu có chứa thêm hoặc NaOH
hoặc NaHCO3, tính nồng độ khối lượng của từng hợp chất trong mẫu.

6


Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích

ĐỊNH LƯNG ION Cl- TRONG DUNG DỊCH

BÀI 3:

3.1. Chuẩn độ dung dịch Cl- theo phương pháp Morh (chuẩn độ trực tiếp)
3.1.1. Ngun tắc
3.1.1.1. Phản ứng chuẩn độ
Dùng dung dịch chuẩn AgNO3:
Ag+ + Cl-   AgCl

T AgCl = 10-9,75

Đặc điểm:
- Tủa AgCl màu trắng, bền trong môi trường acid, tan trong môi trường NH4OH do
cân bằng tạo phức tạo Ag(NH3)2+
- Môi trường cần có pH < 10 để tránh cân bằng phụ:
2 Ag+ + 2 OH-  2AgOH   Ag2O + H2O

T AgOH = 10-7,8

- Nếu trong dung dịch có NH4+, cần chuẩn độ ở pH < 8 để tránh cân bằng tạo phức
làm tan tủa AgCl.
- Có sự hấp phụ của tủa AgCl lên các ion Ag+ và Cl- dễ gây sai số.
- Cần loại những ion khác có khả năng tạo tủa bền vững với Ag+ như I-, Br-, SCN-.
- Phép chuẩn độ thích hợp với nồng độ Cl- trong khoảng 10-3 – 10-2M (sai số < 1%)
3.1.1.2. Định điểm cuối
Dùng chất chỉ thị tạo tủa K2CrO4:
2Ag+ + CrO42-  Ag2CrO4
Đặc điểm:

- Tủa Ag2CrO4 màu đỏ nâu, tan ở nhiệt độ cao.
- Môi trường cần có pH > 6 để tránh cân bằng phụ:
Ag2CrO4  2 Ag+ + CrO42+
H+

HCrO47

T Ag2CrO4 = 10-11,95


Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích
Do đó, nếu dung dịch có NH4+, tốt nhất nên chuẩn độ ở môi trường pH = 7 ÷ 8. Có
thể tạo điều kiện này bằng cách thêm vào dung dịch lượng NaHCO3 hay Na2B4O7
- Lượng chỉ thị cần dùng thích hợp để điểm cuối gần với điểm tương đương. Trong
thực nghiệm, để dễ quan sát điểm cuối, tại thời điểm này, nồng độ cấu tử cần có trị số:
+ Nồng độ CrO42- trong tủa Ag2CrO4 khoảng 10-5M
+ Nồng độ CrO42- còn dạng tự do 10-4 ÷ 5. 10-3M
- Cần loại những ion có khả năng tạo tủa với CrO42- như Ba2+, Pb2+
3.1.2. Thực nghiệm
3.1.2.1. Hóa chất
- Dung dịch AgNO3

C = 0,040N

- NaHCO3 hay Na2B4O7 rắn
- Dung dịch chỉ thị K2CrO4 10% / nước
- Buret: dung dịch chuẩn AgNO3
3.1.2.2. Cách tiến hành
- Erlen: hút V ml dung dịch mẫu Cl- + ít nước cất tráng thành bình, kiểm pH dung
dịch bằng giấy pH. Nếu cần, dùng NaHCO3 hay Na2B4O7 điều chỉnh đến pH thích hợp +

V ml dung dịch chỉ thị K2CrO4 10% tương ứng với khoảng nồng độ trên.
- Dung dịch ở điểm cuối: vàng xuất hiện tủa đỏ nâu làm toàn khối dung dịch có
màu vàng ánh hồng.
3.1.3. Kết quả
- Nếu mẫu lỏng, định nồng độ đương lượng, nồng độ mol, nồng độ khối lượng của
Cl- Nếu mẫu rắn, định nồng độ phần trăm của NaCl trong mẫu.
3.2. Chuẩn độ dung dịch Cl- theo phương pháp Charpentier Volhard (chuẩn độ
ngược)
3.2.1. Ngun tắc
3.2.1.1. Phản ứng chuẩn độ
Thêm lượng thừa xác định dung dịch AgNO3 để tạo tủa AgCl.
Ag+ + Cl- 

T AgCl = 10-9,75

AgCl 
8


Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích
Định lượng Ag+ thừa bằng dung dịch chuẩn KSCN (hay NH4SCN)
SCN- + Ag+  AgSCN 

T AgSCN = 10-11,97

(màu trắng)
3.2.1.2. Định điểm cuối
Dùng chỉ thị tạo phức phèn sắt ba; phản ứng chỉ thị trong môi trường pH < 2 với
lượng nhỏ SCN- :



SCN- + Fe3+  FeSCN2+

SCN 
FeSCN

2

Đặc điểm:
- Tạo môi trường acid để tránh việc tạo tủa Fe(OH)3, thường dùng HNO3 với {H+}
 0,3M
- Do T AgCl < T AgSCN nên gần điểm tương đương có thể có cân bằng phụ:
AgCl

Ag+ + Cl-



+
SCN-

FeSCN2+


 AgSCN


 AgSCN + Fe3+

Loại cân bằng phụ này bằng cách loại hay cô lập tủa AgCl, có thể dùng biện pháp:
+ Lọc bỏ tủa AgCl khỏi dung dịch trước khi chuẩn độ.
+ Đun sôi dung dịch vài phút trước khi chuẩn độ.
+ Thêm dung môi hữu cơ không trộn lẫn với nước như nitrobenzen để bao tủa lại
bằng cách lắc thật mạnh dung dịch trước khi chuẩn độ.
- Phức FeSCN2+ có màu đỏ. Điều kiện để màu xuất hiện rõ là{FeSCN2+}  7.10-6M
và {SCN-} > 3. 10-6M. Thực nghiệm cho thấy, để có sự tạo phức gần điểm tương đương,
có thể dùng lượng chỉ thị với nồng độ đầu trong dung dịch chuẩn độ = 0,2M (sai số
khoảng 0,1%)
3.2.2. Thực nghiệm

9


Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích
3.2.2.1. Hóa chất
- Dung dịch chuẩn AgNO3
- Dung dịch chuẩn NH4SCN hay KSCN
- Dung dịch HNO3 (1÷1)
- Dung dịch chỉ thị phèn sắt ba bão hòa Fe(NH4)(SO4)2.12H2O ứng với nồng độ
1mol/l.
- Buret: dung dịch chuẩn NH4SCN hay KSCN
3.2.2.2. Cách tiến hành
- Erlen: Hút V ml dung dịch mẫu Cl- + ít nước cất tráng thành bình + 1 ml HNO3
(1÷1) + lượng thừa xác định dung dịch chuẩn AgNO3 (thừa khoảng 50% so với lượng
cần dùng để tạo tủa AgCl). Loại ảnh hưởng cân bằng phụ do AgCl bằng cách:
+ Thêm 0,5 ml nitro benzen và lắc mạnh dung dịch.
+ Hoặc đun sôi dung dịch trong vài phút. Thêm lượng thích hợp chỉ thị phèn sắt ba.
- Dung dịch ở điểm cuối: không màu có tủa trắng AgCl  dung dịch màu cam nhạt
3.2.3. Kết quả

- Nếu mẫu lỏng, định nồng độ đương lượng, nồng độ mol, nồng độ khối lượng của
Cl- Nếu mẫu rắn, định nồng độ phần trăm của NaCl trong mẫu.

10


Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích
BÀI 4:

ĐỊNH LƯNG DUNG DỊCH KMnO4 và Na2S2O3

4.1. Chuẩn độ dung dịch KMnO4 bằng dung dòch acid oxalic (H2C2O4)
4.1.1. Nguyên tắc
4.1.1.1. Phản ứng chuẩn độ
- Trong môi trường acid:
2MnO4- + 5C2O42- + 16H+  2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O
EoMnO-4/Mn2+ = 1,51 V
Eo 2CO2 / C2O42- = -0,49 V
Đặc điểm:
- Phản ứng cần thực hiện trong môi trường acid, nhưng do tính khử mạnh của
C2O42- nên chỉ tạo môi trường bằng H2SO4 trong dung dịch loãng.
- Phản ứng ban đầu chậm, nhưng khi có Mn2+, đóng vai trò xúc tác, phản ứng xảy
ra nhanh hơn.
- Phản ứng nhanh ở nhiệt độ khoảng 60oC, nên cần đun dung dịch trước khi chuẩn
độ, nhưng ở nhiệt độ cao hơn, acid oxalic có thể bị phân hủy cho ra CO2.
- Vận tốc phản ứng chậm, cần pha loãng dung dịch chuẩn độ và lắc mạnh bình khi
chuẩn độ.
4.1.1.2. Định điểm cuối
Chất chỉ thị là chính ngay dung dịch KMnO4 với lượng thừa ngay sau điểm tương
đương tạo dung dịch có màu hồng nhạt bền 2 phút.

4.1.2. Thực nghiệm
4.1.2.1. Hóa chất
- Dung dịch chuẩn acid oxalic 0,050N
- Dung dịch H2SO4 (1 : 5)
- Buret: dung dịch mẫu KMnO4
4.1.2.2. Cách tiến hành

11


Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích
Erlen: hút V ml dung dịch chuẩn acid oxalic + khoảng 50 ml nước + 5 ml dung dịch
H2SO4. Đun nhẹ dung dịch khoảng 60oC.
- Màu dung dịch ở điểm cuối: không màu  hồng nhạt bền 2 phút.
4.1.3. Kết quả
Tính nồng độ đương lượng, nồng độ mol của dung dịch KMnO4.
4.2. Chuẩn độ dung dịch Na2S2O3 bằng dung dịch K2Cr2O7 (chuẩn độ gián tiếp)
4.2.1. Ngun tắc
4.2.1.1. Phản ứng chuẩn độ
Trong môi trường acid, với lượng thừa I- và lượng xác định dung dịch Cr2O72chuaån:
Cr2O72- + 9 I- + 14H+  2Cr3+ + 3I-3 + 7H2O
EoCr2O72- /2Cr3+ = 1,33V
Eo I3-/3I- = 0,545 V
Lượng I3- tạo thành được chuẩn độ bằng dung dịch khảo sát S2O32Đặc điểm:
- Nồng độ H+ tăng làm tăng tính định lượng của cân bằng nhưng cũng làm I- dễ bị
oxy hoá bởi O2 trong không khí. Môi trường thích hợp với {H+} = 0,2 – 0,4M. Có thể
dùng HCl, H2SO4.
- Để phản ứng hoàn toàn, cần điều kiện {I-}  2% và để yên hỗn hợp phản ứng
nơi tối 10 phút
4.2.1.2. Định điểm cuối

Dùng chỉ thị hồ tinh bột.
4.2.2. Thực nghiệm
4.2.2.1. Hóa chất
- Dung dịch chuẩn K2Cr2O7 0,050N
- Dung dịch KI 10%/ nước
- Dung dịch H2SO4 (1 : 5)
- Dung dịch chỉ thị hồ tinh bột.
+ Buret: dung dịch mẫu Na2S2O3.
12


Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích
4.2.2.2. Cách tiến hành
+ Erlen: hút V ml dung dịch chuẩn K2Cr2O7 + khoảng 30 ml nước + 5 ml dung dịch
H2SO4 + 5 ml KI.
Chuẩn độ đến dung dịch có màu vàng nhạt, thêm vài giọt chỉ thị, dung dịch có màu
xanh, chuẩn độ đến mất màu xanh của chỉ thị, dung dịch có màu xanh xám nhạt của ion
Cr3+
Lưu ý: Phần thực nghiệm rất dễ gặp sai số do tính dễ bay hơi của I2.
4.2.3. Kết quả
Định nồng độ đương lượng của dung dịch Na2S2O3
Ghi chú: có thể định nồng độ I2 bằng dung dịch chuẩn K2Cr2O7 qua dung dịch trung
gian Na2S2O3 với 2 phép chuẩn độ trên.

13


Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích
BÀI 5:

ĐỊNH LƯNG ĐỒNG, SẮT

5.1. Chuẩn độ dung dịch Cu2+ bằng dung dịch Na2S2O3 (chuẩn độ gián tiếp)
5.1.1. Ngun tắc
5.1.1.1. Phản ứng chuẩn độ
Trong môi trường hơi acid với lượng thừa I- :
2Cu2+ + 5I-  2CuI  + I3--

TCuI = 10-11,96

EoCu2+/CuI  = 0,86 V ; Eo I3-/3I- = 0,545V
Lượng I3- tạo thành được chuẩn độ bằng dung dịch Na2S2O3
Đặc điểm:
- Cần loại những ion có khả năng oxy hoá. Có thể loại Fe3+ bằng dạng phức bền
FeF63- Ở gần điểm cuối, để tránh hiện tượng I3- bị hấp phụ trên bề mặt tủa CuI, thêm
lượng NH4 SCN để chuyển sang dạng tủa CuSCN, T CuSCN = 10 -14,32
5.1.1.2. Định điểm cuối
Dùng chỉ thị hồ tinh bột
5.1.2. Thực nghiệm
5.1.2.1. Hóa chất
- Dung dịch chuẩn Na2S2O3 0,050N
- Dung dịch NH4SCN 10%/ nước
- Dung dịch KI 10%/ nước.
- Dung dịch NH4F 2%/ nước
- Dung dịch hồ tinh bột
5.1.2.2. Cách tiến hành
+ Buret: Dung dịch chuẩn Na2S2O3.
+ Erlen: Hút V ml dung dịch mẫu + khoảng 30 ml nước (dung dịch có pH≈6) + 2 ml
dung dịch NH4F + 5 ml KI. Chuẩn độ đến dung dịch có màu vàng nhạt + vài giọt chỉ thị,

14


Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích
dung dịch có màu xanh, chuẩn độ đến màu xanh chỉ thị thật nhạt, thêm 2 ml dung dịch
NH 4SCN, chuẩn độ tiếp đến mất màu xanh.
5.1.3. Kết quả
Tính nồng độ đương lượng, nồng độ mol của dung dịch Cu2+ trong dung dịch mẫu.
Tính nồng độ khối lượng của Cu trong dung dịch mẫu ở dạng CuSO4.5H2O.
5.2. Chuẩn độ dung dịch Fe2+ bằng dung dịch KMnO4
5.2.1. Ngun tắc
5.2.1.1. Phản ứng chuẩn độ: trong môi trường acid mạnh
MnO4- + 5 Fe2+ + 8H+  2Mn2+ + 5Fe3+ + 4 H2O
EoMnO4-/Mn2+ = 1,51 V
EoFe3+/Fe2+

= 0,771 V

Đặc điểm:
- Tạo môi trường acid bằng dung dịch H2SO4, không dùng HCl
- Phản ứng ban đầu chậm, có Mn2+ đóng vai trò xúc tác, phản ứng nhanh hơn.
5.2.1.2. Định điểm cuối
Lượng thừa của dung dịch KMnO4 ngay sau điểm tương đương làm dung dịch có
màu hồng nhạt (bền 2 phút)
5.2.2. Thực nghiệm
5.2.2.1. Hóa chất
- Dung dịch chuẩn KMnO4 0,050 N
- Dung dòch H2SO4 (1 : 5)
5.2.2.2. Cách tiến hành
+ Buret: dung dịch chuẩn KMnO4

+ Erlen: hút V ml dung dịch mẫu + khoảng 30ml nước + 5 ml H2SO4
+ Màu dung dịch ở điểm cuối : không màu  hồng nhạt bền 2 phút.
Lưu ý: có thể áp dụng phép chuẩn độ này để định chuẩn dung dịch KMnO4 bằng
dung dịch chuẩn Fe2+ được pha chế từ muối Mohr Fe(NH4)2(SO4)2. 6H2O
5.2.3. Kết quả

15


Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích
- Tính nồng độ mol của Fe2+ trong dung dịch mẫu. Tính hàm lượng % khối lượng
của Fe dạng Fe(NH4)2(SO4)26H2O trong mẫu rắn

16


Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích
BÀI 6:

ĐỊNH HÀM LƯNG Fe3+ TRONG DUNG DỊCH
THEO PHƯƠNG PHÁP KHỐI LƯNG

6.1. Nguyên tắc
Dùng chất tạo tủa là NH4OH. Phản ứng tạo tủa:
Fe3+ + 3OH-  Fe(OH)3 

T Fe(OH)3 = 10-37,5

Phản ứng chuyển dạng tủa sang dạng cân ở khoảng 800oC:
2 Fe(OH)3  Fe2O3 + 3H2O

Ở 1000oC dạng cân có thể chuyển thành Fe3O4
Đặc điểm:
- Tủa Fe(OH)3 dạng vô định hình có màu nâu rỉ, tạo trong môi trường có pH  3.
Nếu trong mẫu có lẫn Al3+, tạo tủa ở pH  11. Do đó, cần tạo tủa trong điều kiện thích
hợp: dung dịch nóng, đậm đặc, thêm nhanh chất tạo tủa, thêm ngay dung dịch chất điện
ly để giảm hấp phụ. Lọc sau khi tạo tủa 5 -10 phút.
- Tủa được lọc bằng phễu thủy tinh và giấy lọc định lượng băng đỏ (loại không tro,
mỏng). Sau khi rửa, tủa được nung ở 800oC để chuyển sang dạng cân.
- Lượng mẫu cho 1 lần tạo tủa được dùng ứng với lượng cân khoảng 0,1 – 0,2 gam.
6.2. Thực nghiệm
6.2.1. Hóa chất
- Dung dịch NH4OH đđ
- Dung dịch NH4NO3 1%/nước.
- Dung dịch AgNO3 1%/nước
6.2.2. Cách tiến hành
+ Becher 100 ml: Hút V ml dung dịch mẫu hay m (g) mẫu đã được hòa tan như trên.
Nếu dung dịch mẫu có lẫn chất không tan, phải lọc lại. Nếu dung dịch mẫu đđ, thêm
lượng nước tối thiểu để tăng thể tích dung dịch ứng với lượng của dạng tủa vô định hình
được tạo thành.

17


Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích
+ Đun gần sôi dung dịch, thêm từng giọt dung dịch NH4OH đđ, khuấy đều đến dung
dịch có mùi rõ, trong dung dịch có tủa màu nâu rỉ (nếu dung dịch mẫu có lẫn Al3+, cần
tạo tủa ở môi trường có pH  11). Thêm ngay 50 ml dung dịch NH4NO3 nóng làm đông
tụ tủa và làm giảm hấp phụ.
+ Lọc tủa qua giấy lọc mỏng, không tro (giấy băng đỏ). Rửa tủa bằng dung dịch
NH4NO3 nóng đến hết ion Cl- (kiểm bằng dung dịch AgNO3, sau khi acid hóa dung dịch

qua lọc bằng vài giọt dung dịch HNO3)
+ Gói tủa, cho vào chén sành (đã nung ở 800oC và cân). Đốt và nung tủa ở 800oC
đến khối lượng không đổi.
6.3. Kết quả
- Tính nồng độ mol của Fe3+ trong dung dịch mẫu.
- Tính hàm lượng % khối lượng của Fe dạng Fe2O3 trong mẫu rắn.

18


Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích

ĐỊNH LƯỢNG ION Ca2+

Bài 7:

7.1. Nguyên tắc
Dùng dung dịch C2O42- tạo tủa với dung dịch Ca2+ theo phản ứng
Ca2+ + C2O42- + H20  CaC2O4.H2O

T CaC2O4 = 10-8,64

Đặc điểm:
- Tủa CaC2O4.H2O có màu trắng đục, có thể được cân ở dạng CaC2O4.H2O sau khi
sấy ở 100 – 1050C (kết quả thường bị sai thừa 0,5 – 1%)
- Dạng cân cũng có thể là CaC2O4 nếu nung tủa CaC2O4.H2O ở 475 – 5250C hoặc
CaO nếu nung tủa ở 12000C.
- Các ion kim loại Ba2+, Cd2+, Pb2+,.... gây ảnh hưởng đến kết quả xác định Ca2+ do
cũng tạo tủa bền với C2O42- Không được tạo tủa trong môi trường acid để tránh sự tan tủa CaC2O4 (mơi
trường thích hợp có pH>=4)

- Thuốc thử nóng, lỗng được thêm chậm vào mẫu chứa Ca2+ (cũng nóng. lỗng),
khuấy đều để thu được tinh thể to.
- Sau khi tạo tủa, để yên dung dịch tạo điều kiện cho tinh thể hạt tủa phát triển lớn lên.
- Tủa được lọc và được chuyển sang dạng cân với phương tiện và cách thức phụ thuộc
vào dạng sẽ được cân.
7.2. Thực nghiệm:
7.2.1. Hóa chất
- Dung dịch (NH4)2C2O4 5%/nước
- Dung dịch (NH4)2C2O4 1%/nước
- Dung dịch NH4OH (1:1)
- Dung dịch chỉ thị metyl đỏ 0,1%/etanol 60%
- Dung dịch AgNO3 1%/nước
7.2.2. Cách tiến hành
Tạo tủa
- Becher 200 ml: Hút V(ml) dung dịch mẫu Ca2+ (đã lọc bỏ cặn khọng tan) + nước cất
đến khoảng 70 ml. Thêm vài giọt metyl đỏ. Đun dung dịch vừa sôi. Thêm chậm 10-20 ml
dung dịch (NH4)2C2O4 5% nóng (vừa thêm vừa khuấy đều). Trung hòa dung dịch bằng từng
19


Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích
giọt NH4OH (1:1) cho đến khi dung dịch chuyển từ đỏ sang vàng. Để n dung dịch (khơng
đun) ít nhất 1 giờ.
Lọc tủa và nung rửa tủa:
Nếu tủa được cân ở dạng CaC2O4.H2O hoặc CaCO3: lọc tủa qua chung lọc Gooch
hoặc chung thủy tinh cà. Rửa tủa bằng dung dịch (NH4)2C2O4 1% nóng ít nhất 5 lần cho
đến khi dung dịch qua lọc không cịn Cl- (thử bằng AgNO3 sau khi acid hóa dung dịch qua
lọc bằng HNO3). Sấy ở 100-1050C trong 1-2 giờ. Để nguội trong bình hút ẩm , cân dạng
CaC2O4.H2O.
Hoặc chuyển chén chứa tủa vào lò Muffle, nung ở 5000C trong 2 giờ hoặc cho đến khi

khối lượng không đổi. Để nguội trong bình hút ẩm và cân dạng CaCO3 (để đề phòng tủa đã
bị chuyển đổi một phần thành CaO, làm ẩm tủa bằng dung dịch (NH4)2CO3 bão hòa:
CaO + (NH4)2CO3

CaCO3 +2NH3 + H2O. Sấy ở 1050C và cân)

7.3. Kết quả: Tính nồng độ khối lượng của Ca2+ trong mẫu lỏng hoặc phần trăm khối
lượng ở dạng hợp chất trong mẫu rắn.

20


Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích

ĐỊNH LƯỢNG ION SO42-

BÀI 8:

8.1. Nguyên tắc
Định lượng ion SO42- trong dung dịch theo phương pháp khối lượng
Dùng chất tạo tủa là dung dịch Ba2+ (dạng BaCl2). Phản ứng tạo tủa:
Ba2+ + SO42-  BaSO4 

TBaSO4 = 10-9,97

Đặc điểm
- Tủa BaSO4 dạng tinh thể mịn, màu trắng, tạo tủa trong môi trường acid để tránh phản
ứng tạo tủa phụ khác. Cần tạo tủa trong mơi trường thích hợp: dung dịch nóng, lỗng và
khuấy đều khi thêm chậm chất tạo tủa.
- Loại những ion có khả năng đồng tạo tủa

- Tủa được lọc bằng phễu thủy tinh và giấy lọc định lượng (loại không tro).
- Tủa được nung ở 8000C trong chén sành (đã nung và cân). Nung tủa trong môi trường
đủ oxy để tránh phản ứng khử của C (do giấy lọc)
BaSO4 + C → BaS + 4 CO
- Dạng cân là BaSO4
- Lượng mẫu cho một lần tạo tủa được dùng ứng với lượng dạng cân khoảng 0,2 – 0,3g.
8.2. Thực nghiệm
8.2.1. Hóa chất
-

Dung dịch BaCl 5%/ nước

-

Dung dịch AgNO3 1%/ nước

-

Dung dịch HCl (1 : 2)

8.2.2. Cách tiến hành
- Becher 100ml: Hút V ml dung dịch mẫu lỏng hay mg mẫu rắn đã được hịa tan. Nếu
dung dịch có lẫn chất khơng tan thì phải lọc lại. Thêm 1ml dung dịch HCl, thêm nước cất
đến 70ml. Đun dung dịch vừa sôi, thêm chậm 10 – 20 ml dung dịch BaCl2 nóng, khuấy đều,
đun cách thủy 15 – 30 phút. Nếu thuận tiện thì tăng thêm thời gian cách thủy.
- Lọc tủa bằng giấy lọc khơng tro. Rửa tủa bằng nước nóng đến hết ion Cl- (kiểm tra lại
bằng dung dịch AgNO3), cho vào chén sành đã nung ở 8000C và cân. Đốt tủa đến thành

21

Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích
than đen (hết bốc khói). Nung ở 8000C khoảng 30 phút, để chén nguội và cân. Nung lại nếu
cần đến khi khối lượng không đổi.
8.3. Kết quả
Tính nồng độ khối lượng SO42- ở dạng hợp chất trong mẫu lỏng hay phần trăm khối
lượng trong mẫu rắn

22


Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích

ĐỊNH LƯỢNG DUNG DỊCH H2O2

Bài 9:

9.1.

Chuẩn độ dung dịch H2O2 bằng dung dịch KMnO4

9.1.1. Nguyên tắc
9.1.1.1. Phản ứng chuẩn độ
Trong môi trường acid mạnh:
2MnO4- + 5 H2O2 + 16 H+  2 Mn2+ + 5 O2 + 8 H2O
E0O2/H2O2 = 0,682 V
Đặc điểm :
- Phản ứng chậm nên cần pha loảng dung dịch chuẩn độ và lắc mạnh erlen khi chuẩn
độ, đặc biệt ở giai đoạn đầu khi dung dịch chưa có hoặc có rất ít Mn2+ (Mn2+ có tính xúc tác
dương cho chuẩn độ).

- Cần mơi trường acid mạnh (dùng H2SO4 lỗng) và chuẩn độ thật chậm để hạn chế
việc tạo thành MnO2 (là chất xúc tác của quá trình phân hủy H2O2).
- Nên làm lạnh dung dịch trước khi chuẩn độ để hạn chế hiện tượng H2O2 bị phân hủy
tạo O2.
9.1.1.2. Định điểm cuối
Dựa vào sự xuất hiện của màu hồng (bền 2 phút) do dùng thừa KMnO4.
9.1.2. Thực nghiệm
9.1.2.1. Hóa chất
- Dung dịch chuẩn KMnO4 0,05N
- Dung dịch H2SO4 (1:5)
9.1.2.2. Cách tiến hành
- Buret: Dung dịch KMnO4
- Erlen: Hút V(ml) dung dịch mẫu H2O2 + khoảng 50ml nước + 5 ml dung dịch
H2SO4, làm lạnh nếu cần.
- Chuẩn độ bằng dung dịch KMnO4, màu của dung dịch tại điểm cuối: không màu
chuyển hồng nhạt bền 2 phút.
9.1.3. Kết quả
Tính nồng độ mol, nồng độ thể tích và nồng độ khối lượng của dung dịch mẫu H2O2.

23


Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích
9.2. Chuẩn độ dung dịch KMnO4 bằng dung dịch Acid Oxalic
9.2.1. Nguyên tắc
9.2.1.1. Phản ứng chuẩn độ
Trong môi trường acid mạnh:
2MnO4- + 5 C2O4 2- + 16 H+  2 Mn2+ + 10 CO2 + 8 H2O
E0MnO4-/Mn2+ = 1,51 V
E02CO2/C2O42- = - 0,49 V

Đặc điểm :
- Phản ứng cần thực hiện trong môi trường acid, nhưng do tính khử mạnh của C2O42nên chỉ tạo mơi trường bằng H2SO4 trong dung dịch lỗng.
- Phản ứng ban đầu chậm, nhưng khi có Mn2+ đóng vai trị xúc tác, phản ứng xảy ra
nhanh hơn.
- Phản ứng nhanh ở nhiệt độ 600C nên cần đun dung dịch trước khi chuẩn độ, nhưng ở
nhiệt độ cao hơn, acid Oxalic có thể bị phân hủy cho ra CO2.
- Vận tốc phản ứng chậm, cần pha loãng dung dịch chuẩn độ và lắc mạnh khi chuẩn
độ
9.2.1.2. Định điểm cuối
Chất chỉ thị là chính ngay dung dịch KMnO4 với lượng thừa ngay sau điểm tương
đương tạo dung dịch có màu hồng nhạt bền 2 phút.
9.2.2. Thực nghiệm
9.2.2.1. Hóa chất
- Dung dịch chuẩn acid Oxalic 0,05N
- Dung dịch H2SO4 (1:5)
9.2.2.2. Cách tiến hành
- Buret: Dung dịch KMnO4
- Erlen: Hút V ml dung dịch chuẩn acid Oxalic + khoảng 50ml nước + 5 ml dung
dịch H2SO4. Đun nhẹ dung dung dịch ở 600C
- Chuẩn độ bằng dung dịch KMnO4, màu của dung dịch tại điểm cuối: không màu
chuyển hồng nhạt bền 2 phút.
9.2.3. Kết quả
Tính nồng độ mol, nồng độ đương lượng của dung dịch KMnO4
24