Bài 5 phương pháp chuẩn độ ACID BAZ

34

Bài 5
PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ ACID-BAZ


I. ĐẠI CƯƠNG VỀ ACID-BAZ
1. Đònh nghóa
Có nhiều quan điểm khác nhau về acid–baz, nhưng trong HPT, đònh nghóa của
Bronsted là tổng quát nhất:
- Acid là chất có khả năng cho H
+
.
- Baz là chất có khả năng nhận H
+

Tổng quát, acid HA có cân bằng sau :

HA H
+
+ A
−


HA : cho H
+

⇒
HA là acid
A

−
: nhận H
+

⇒
A
−
là baz
A
−
được gọi là baz liên hợp của acid HA và cặp HA/A
−
được gọi là cặp acid-baz liên
hợp.
2. Đặc điểm
- Cả acid lẫn baz đều có thể tồn tại dạng phân tử hay ion, ví dụ :
CH
3
COOH H
+
+ CH
3
COO
−

NH
4
+
H
+

+ NH
3

HCO
3
−
H
+
+ CO
3
2−
- Một acid có thể cho nhiều H
+
, gọi là đa acid; tương tự, một baz cũng có thể nhận
nhiều H
+
, gọi là đa baz. Ví dụ: H
2
CO
3
(diacid), H
3
PO
4
(triacid); Na
2
CO
3
(dibaz).
- Một chất có thể là acid trong cân bằng này, nhưng lại đóng vai một baz trong cân

bằng khác. Các chất như vậy được gọi là chất lưỡng tính acid – baz. Ví dụ:
H
3
PO
4
H
+
+ H
2
PO
4
−

H
2
PO
4
−
H
+
+ HPO
4
2−

HPO
4
2−
H
+
+ PO

4
3−

Trong các cân bằng trên H
2
PO
4
−
,
HPO
4
2−
là các chất lưỡng tính acid – baz.
- Trong thực tế H
+
không hiện diện trong dung dòch ở trạng thái tự do. Nói cách khác,
HA sẽ không phân ly ra H
+
, không thể hiện tính acid nếu môi trường không có cấu tử
nhận H
+
; tương tự, A
−
cũng chỉ thể hiện tính baz trong dung môi cụ thể :
HA + S
1
HS
1
+
+ A

−

Trong HPT, dung môi thông dụng nhất là nước có khả năng cho -nhận H
+
theo cân
bằng sau :
H
2
O + HA H
3
O
+
+ A
−

Do đó : [H
+
] = [H
3
O
+
]
[H
+
] hay [H
3
O
+
] thường khá bé, để tiện dụng người ta dùng đại lượng
(1)

(2)


35

pH = − lg[H
+
] = − lg[H
3
O
+
] và pOH = − lg[OH
−
]
Quá trình HA phân ly H
+
có thể được viết đơn giản hóa sự có mặt của dung môi (HA
→ H
+
+ A
–
), trong khi quá trình nhận H
+
của A
–
phải viết đầy đủ sự hiện diện của
dung môi (A
–
+ H
2

O → HA + OH
−
)
3. Hằng số phân ly acid baz
3.1 Hằng số phân ly acid
Để đơn giản, xét cân bằng sau
HA H
+
+ A
−



HSCB K theo (1) được ký hiệu k
HA
, k
acid
hay k
a
được gọi là hằng số phân ly acid của
HA với:
k
HA
=
][
]][[
HA
AH
−+

k
HA
càng lớn, tính acid của HA càng mạnh. Một cách gần đúng, có thể xếp loại acid
dựa vào giá trò của k
HA
như sau:





Ví dụ : HCl, HNO
3
(k
HA
> 10
0
) là các acid mạnh; CH
3
COOH có k
HA
= 10
−4,76
và HCN
có k
HA
= 10
−9,21
là những acid yếu; acid tricloacetic CCl
3

COOH (k
HA
= 10
−0,7
) là acid
trung bình…
Với đa acid H
n
A, ví dụ diacid H
2
A:
H
2
A H
+
+ HA
−
k
a1
=
]AH[
]HA][H[
2
−+

HA
−
H
+
+ A

2−
k
a2
=
]HA[
]A][H[
−
−+
2

Đối với đa acid, k
a1
có gia trò lớn nhất; các k
ai
còn lại có giá trò giảm dần theo sự tăng
của i. Độ mạnh của acid nấc thứ i được xếp loại dựa vào k
ai
tương ứng. Ví dụ H
3
PO
4

(k
a1
= 10
–2,12
⇒
chức 1 là acid trung bình ; k
a2
= 10

–7,21

⇒
chức 2 là acid yếu; k
a3
=
10
–12,38

⇒
chức 3 là acid rất yếu).
3.2 Hằng số phân ly baz
Trong nước, A
–
thể hiện tính baz như sau:

A
–
+ H
2
O HA + OH
−



k
HA
> 10
0

10
−3
< k
HA
< 10
0

10
−10
< k
HA
< 10
−3

k
HA
< 10
−10

: acid mạnh
: acid trung bình
: acid yếu
: acid rất yếu
(1)

(2)
(1)

(2)

36

HSCB K theo (1) được ký hiệu k
A–
, k
baz
hay k
b
được gọi là hằng số phân ly baz của
A
–
với:
k
A-
=
]A][OH[
]OH][HA[
−
−
2

k
A–
càng lớn, tính baz của A
–
càng mạnh. Tương tự acid, có thể xếp loại baz dựa vào
giá trò của k
A–
.

3.3 Hằng số phân ly và tích số ion của H
2
O
Nước là chất điện ly nên có sự phân ly :
H
2
O + H
2
O H
3
O
+
+ OH
−

hay H
2
O H
+
+ OH
−

Hằng số phân ly k =
]OH[
]OH][H[
2
−+

Ở 22
o
C, k = 1,8.10
−16

[H
2
O]
≈
C
H2O
do nước phân ly rất ít. Tính trên 1lít nước = 1000g H
2
O
[H
2
O] =
18
1000

⇒
[H
+
][OH
−
] = k.[H
2
O] = 1,8.10
−16
×

18
1000
= 10
−14

[H
+
][OH
−
] được gọi là tích số ion của nước, ký hiệu k
n
.
p([H
+
][OH
−
])=
−
lg([H
+
][OH
−
]) =
−
lg[H
+
]
−
lg[OH
−

] =
−
lg10
−14
= 14
tức pH + pOH = 14

3.4 Mối liên hệ giữa hằng số phân ly acid – baz liên hợp

k
HA
.k
A
- =
]A[
]OH][HA[
]HA[
]A][OH[
−
−
−+
⋅
3
= [H
3
O
+
][OH
−
] = [H

+
][OH
−
] = 10
−14

k
HA
càng lớn, acid HA càng mạnh, baz A
−
liên hợp với nó càng yếu và ngược lại.

4. pH của dung dòch
4.1 pH dung dòch trung tính
[H
+
] = [OH
−
] = 10
−7
M
pH = pOH = 7
4.2 pH dung dòch acid
Dung dòch acid: [H
+
] > [OH
−
] ⇒ [H
+
] > 10

−7
M ⇒ pH < 7
Dung dòch đơn acid HA
Xét đơn acid HA có nồng độ C
HA
và hằng số phân ly acid k
HA

Dung dòch đơn acid mạnh
HA là acid mạnh
⇒
phân ly hoàn toàn HA → H
+
+ A
−

[H
+
] = C
HA
⇒ pH = −
−−
− lgC
HA

Ví dụ : dd HCl 0,01M = 10
−2
M :
pH = − lgC
HCl

= − lg10
−2

pH = 2

37

Tuy nhiên, nếu C
HA
quá bé (10
−7
− 10
−8
M) thì không thể bỏ qua [H
+
] do nước phân ly.
Muốn tính pH phải giải PT bậc hai
[H
+
]
2
–C
HA
[H
+
] –10
−
−−
−14
= 0 được thành lập từ 2 cân

bằng :
HA → H
+
+ A
−

và H
2
O H
+
+ OH
−
Dung dòch đơn acid trung bình
HA H
+
+ A
−

Ban đầu C
HA

Cân bằng [HA] [H
+
] [A
−
]
Nếu bỏ qua sự phân ly của H
2
O: [H
+

] ≈ [A
−
] ≈ [HA]
p/ư

Vì là acid trung bình nên : C
HA
= [HA] + [HA]
p/ư
⇒ [HA] = C
HA
−[H
+
]
Thay các giá trò trên vào k
HA
=
][
]][[
HA
AH
−+

k
HA
=
]H[C
]H[
HA
+

+
−
2
⇒ [H
+
]
2
+ k
HA
.[H
+
] −
−−
− k
HA
.C
HA
= 0
Giải phương trình bậc 2 trên, có [H
+
] ⇒ pH = − lg[H
+
]
Dung dòch đơn acid yếu
HA H
+
+ A
−

Ban đầu C

HA

Cân bằng [HA] [H
+
] [A
−
]
Nếu bỏ qua sự phân ly của H
2
O: [H
+
] ≈ [A
−
] ≈ [HA]
p/ư

Ở cân bằng [HA]
≈ C
HA
(vì HA là acid yếu nên phân ly rất ít)
Thay các giá trò trên vào k
HA
=
][
]][[
HA
AH
−+

k

HA
=
HA
C
]H[
]HA[
]A][H[
2
+−+
= ⇒ [H
+
]
2
= k
HA
.C
HA

[H
+
] = (k
HA
.C
HA
)
1/2

pH = − lg[H
+
] = − lg[k

HA
.C
HA
]
1/2

pH = −
2
1
lgk
HA
−
2
1
lgC
HA

pH =
2
1
pk
HA
−
−−
−
2
1
lgC
HA

Dung dòch đa acid H
n
A
Nếu dung dòch đa acid có ≥
2
1
a
a
k
k
10
4
lần, ta xem dung dòch đó tương đương dung
dòch đơn acid HA có k
HA
= k
1
.
Ví dụ 1: H
2
CO
3
(k
a1
=10
–6,35
; k
a2
=10
–10,32

)
⇒
được xem tương đương đơn acid có k
HA
=
k
a1
=10
–6,35
(acid yếu).
Ví dụ 2: H
3
PO
4
(k
a1
= 10
–2,12
; k
a2
= 10
–7,21
; k
a3
= 10
–12,38
)
⇒
được xem tương đương
đơn acid có k

HA
= k
a1
=10
–2,12
(acid trung bình).

38

Trường hợp đa acid có các chức không khác biệt nhau về độ mạnh một cách rõ rệt,
tính pH rất phức tạp (thường phải giải hệ gồm rất nhiều phương trình để có pH).
4.3 pH dung dòch baz
Dung dòch baz: [H
+
] < [OH
−
] ⇒ [H
+
] < 10
−7
⇒ pH > 7
Tất cả các công thức tính pH cho dung dòch acid áp dụng được cho dung dòch baz,
nhưng phải thay:
- pH bằng pOH
- [H
+
] bằng [OH
−
]
- k

acid
bằng k
baz
tương ứng
- C
HA
bằng C
A
-
Cũng có thể áp dụng trực tiếp các công thức tính pH của baz sau khi biến đổi dựa trên
các mối tương quan giữa k
HA
với k
A
- , [H
+
] với [OH
−
] …

Dung dòch đơn baz
Dung dòch đơn baz mạnh
A
−
+ H
2
O → HA + OH
−

[HA] = [OH

−
] = C
A
- ⇒ pOH = −
−−
− lg[OH
−
−−
−
] = −
−−
− lgC
A
-
hay pH = 14 −
−−
− pOH = 14 + lgC
A
-
Cũng như acid, nếu C
A
- quá bé thì [OH
−
] do nước phân ly ra sẽ ảnh hưởng lên pH của
dung dòch (giải PT bậc 2)
Dung dòch đơn baz trung bình
[OH
−
−−
−

]
2
+ k
HA
.[OH
−
−−
−
] −
−−
− k
A
C
A
- = 0
hay C
A
[H
+
]
2
−
−−
− 10
−
−−
−14
[H
+
] −

−−
− k
HA
.10
−
−−
−14
= 0
Giải phương trình bậc 2, có [OH
−
] hoặc [H
+
] ⇒ pH
Dung dòch đơn baz yếu
pOH =
2
1
p k
A
- −
−−
−
2
1
lg C
A
-
hay pH = 7 +
2
1

pk
HA
+
2
1
lgC
A
-
(HA: acid liên hợp của baz A
–
)
Dung dòch đa baz A
n–
Nếu dung dòch đa baz có
≥
2
1
b
b
k
k
10
4
lần, ta xem dung dòch đó tương đương dung
dòch đơn baz A
–
có k
A–
= k
b1

4.4 pH dung dòch muối (hợp chất ion)
- Muối tạo bởi acid mạnh và baz mạnh như NaCl, KCl, KNO
3
, sẽ phân ly hoàn
toàn thành ion trung tính đối với H
+
và OH
−
nên pH của dung dòch là pH của nước ( =
7).
- Muối tạo bởi acid mạnh và baz yếu (Ví dụ NH
4
Cl, NH
4
NO
3
, ) sẽ làm cho dung
dòch có tính acid yếu
⇒
tính pH giống như pH của acid yếu.
- Muối tạo bởi acid yếu và baz mạnh (NaCH
3
COO, KCN, ) sẽ tạo cho dung dòch
có tính baz yếu
⇒
tính pH của dung dòch giống như pH baz yếu.

39

4.5 pH dung dòch đệm
Đònh nghóa
Dung dòch đệm pH là dung dòch có pH thay đổi rất ít khi ta thêm vào dung dòch
một lượng nhỏ acid hay baz mạnh. Dung dòch đệm pH thường được sử dụng nhằm mục
đích giữ cho pH của dung dòch nào đó không đổi hoặc thay đổi không đáng kể.
Cấu tạo
Dung dòch đệm pH thường được tạo thành từ hỗn hợp 2 dạng của một đôi acid-
baz , thường là :
- Hỗn hợp acid yếu với muối của acid yếu đó với baz mạnh, ví dụ (CH
3
COOH
+ CH
3
COONa) .
- Hỗn hợp baz yếu với muối của baz yếu đó với acid mạnh, ví dụ (NH
4
OH +
NH
4
Cl)
- Hai chất lưỡng tính acid-baz, ví dụ H
2
PO
4
−
và HPO
4
2−

pH của dung dòch đệm pH

Xét dung dòch đệm gồm acid yếu HA (nồng độ C
a
) và baz liên hợp A
−
ở dạng muối
MA (nồng độ C
b
), thường tan hoàn toàn trong nước.
Khi đó, trong dung dòch có các cân bằng

HA H
+
+ A
−
(1) k
HA
=
]HA[
]A][H[
−+

⇒
[H
+
] = k
HA
.
]A[
]
HA

[
−
(*)

MA
→
M
+
+ A
−
(2) [M
+
] = C
MA
= C
b


A
−
+ H
2
O HA + OH
−

Theo đònh luật bảo toàn khối lượng :
C
HA
+ C
MA

= C
a
+ C
b
= [HA] + [A
−
]

⇒
[HA] = C
a
+ C
b

−
[A
−
] (**)
Theo đònh luật bảo toàn điện tích :
[H
+
] + [M
+
] = [A
−
] + [OH
−
]
hay [H
+

] + C
b
= [A
−
] + [OH
−
]
⇒
[A
−
] = C
b
+ [H
+
]
−
[OH
−
]
Thay [A
−
] = C
b
+ [H
+
]
−
[OH
−
] vào (**) :

[HA] = C
a
+ C
b

−
C
b

−
[H
+
] + [OH
−
] = C
a

−
[H
+
] + [OH
−
]
Thay [A
−
] và [HA] vào (*)
[H
+
] = k
HA

.
][][
][][
−+
−+
−+
+−
OHHC
OHHC
b
a

Giải phương trình này, tính [H
+
] và
⇒
pH
Tuy nhiên, C
a
và C
b
thường khá lớn so với [H
+
] và [OH
−
]. Khi đó
[H+]
≈
k
HA

.
b
a
C
C

⇒

pH = pk
HA
+ lg
a
b
C
C

Khả năng đệm của dung dòch đệm là lớn nhất khi nồng độ dạng baz và dạng acid bằng
nhau. Vậy muốn pha một dung dòch đệm nên chọn đôi acid baz có pk
HA
gần bằng pH
đệm và pha chúng theo cùng số mol.


40

II. PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ ACID-BAZ
1. Nguyên tắc
Phản ứng chuẩn độ cấu tử X dạng M(OH) bằng thuốc thử C dạng HA (hoặc ngược
lại) : HA + M(OH)
→

MA + H
2
O
- Tại điểm tương đương pH của dung dòch quyết đònh bởi muối MA sinh ra được gọi là
pH tương đương.
- Điểm cuối được xác đònh bằng chất chỉ thò màu acid-baz (hay chất chỉ thò pH).
2. Đường chuẩn độ

- trục tung : pH
- trục hoành : thể tích thuốc thử hay mẫu (mL)
Khi OH
–
được chứa trên buret, đường chuẩn độ có pH tăng dần (đi lên) và ngược lại,
khi H
+
được chứa trên buret, đường chuẩn độ có pH giảm dần dần (đi xuống).

- Điểm ứng pH
tđ
gần trùng với điểm uốn của đường cong.
- Khoảng pH biến thiên nhiều gọi là bước nhảy. Độ dài của bước nhảy phụ thuộc độ
mạnh yếu của acid-baz sử dụng (càng mạnh
→
càng dài) và nồng độ của của acid-baz
sử dụng (càng lớn
→
càng dài).
3. Chất chỉ thò acid - baz
3.1 Cấu tạo
Chất chỉ thò pH là hợp chất hữu cơ có cấu trúc phân tử thay đổi theo nồng độ H

+

của dung dòch kéo theo sự thay đổi tính chất, thường biểu thò qua màu sắc.
3.2 Cơ chế của chỉ thò
Cân bằng chỉ thò : HInd Ind + H
+


k
i
=
][
]][[
HInd
HInd
+

⇒
[H
+
] = k
i
.
][
][
Ind
HInd

pH
V

H+

V
tđ

pH
tđ
Chuẩn độ với pH giảm dần (Đường
chuẩn độ đi xuống)

pH
V
OH-


V
tđ

pH
tđ
Chuẩn độ với pH tăng dần (Đường
chuẩn độ đi lên)


41

pH = pk
i
+ lg
][

][
HInd
Ind

Dạng trội của Ind hay HInd sẽ tạo cho dung dòch có màu tương ứng. Trong thực
tế, mắt chỉ nhận rõ sự chuyển màu khi tỷ số
][
][
HInd
Ind
đạt một giá trò nào đó, thường
bằng 1/10 hay bằng 10. Khi đó pH chuyển màu của dung dòch sẽ là :
pH
ch/m
= pk
i

±
1
pk
i
được gọi là chỉ số cường độ của chất chỉ thò. Ngoài ra, người ta còn gọi pT là
chỉ số chuẩn độ của chất chỉ thò, tức giá trò pH mà ở đó màu biến đổi rõ nhất trong
vùng chuyển màu. Thường pT
≈
pk
i
và đây là trò số giúp ta xác đònh lúc chấm dứt phản
ứng
3.3 Các chất chỉ thò acid – baz thông dụng

Trong số các chất chỉ thò acid – baz đã được phát hiện, 5 chất chỉ thò dưới đây
được sử dụng khá phổ biến:

Tên chỉ thò Khoảng chuyển màu

Màu dạng acid
HInd
Màu dạng
baz Ind
Metyl da cam

3,1 – 4,4 Hồng cam Vàng
Bromocresol lục

3,8 – 5,4 Vàng Xanh
Metyl đỏ 4,2 – 6,2 Đỏ Vàng

Bromothymol xanh

6,0 – 7,6

Vàng Xanh
Phenolphtalein

8,2 – 10

không màu

Tím
Ghi chú

Đôi khi để nhận màu rõ hơn, người ta dùng hỗn hợp 2 chỉ thò trong đó có 1 chỉ thò
tạo màu nền. Ví dụ : Metyl đỏ (đỏ
→
vàng cam) : khó nhận , nếu dùng thêm metyl
xanh (xanh
→
xanh) sẽ chuyển màu từ tím
→
lục.

III. ỨNG DỤNG
1. Chuẩn độ acid mạnh bằng baz mạnh hay ngược lại
Khi chuẩn độ acid mạnh bằng baz mạnh, (ví dụ chuẩn độ HCl bằng NaOH) :
- Phản ứng chuẩn độ :
H
+
+ OH
−

→
H
2
O
- Tại điểm tương đương :
[OH
−
] = [H
+
]
⇒

pH
tđ
= 7

42

- Bước nhảy của đường chuẩn độ khá dài: với C
HCl
, C
NaOH
~ 0,1N, bước nhảy từ pH = 4
đến 10
⇒
có thể chọn các chất chỉ thò pH có sự chuyển màu trong khoảng pH này
(Bromothymol xanh, Metyl đỏ, Bromocresol lục). Cũng có thể sử dụng Phenolphtalein,
Metyl da cam làm chỉ thò, nhưng cần lưu ý rằng khi nồng độ HCl, NaOH << 0,1N, điểm
chuyển màu có thể không còn nằm trong vùng bước nhảy.

2. Chuẩn độ acid yếu bằng baz mạnh

Khi chuẩn độ acid yếu HA bằng baz mạnh
(
ví dụ chuẩn độ CH
3
COOH bằng
NaOH) :

- Phản ứng chuẩn độ :
HA + NaOH
→

NaA + H
2
O
- Tại điểm tương đương, pH của dung dòch quyết đònh bởi NaA là một baz yếu có
nồng độ C
NaA
nên pH
tđ
được tính:
pH
tđ
= 7 +
2
1
pK
HA
+
2
1
lgC
NaA
C
NaA
là nồng độ NaA sinh ra,về mặt lý thuyết chính là nồng độ acid ban đầu
hoặc nồng độ baz đã sử dụng, nhưng thực tế đã bò giảm xuống do thể tích dung dòch tại
điểm cuối đã tăng lên.
- Bước nhảy của đường chuẩn độ nằm trong vùng baz nên chọn chỉ thò có
pH
ch/m
> 7, thường dùng phenolphtalein.

NaOH


43


3. Chuẩn độ baz yếu bằng acid mạnh
Chuẩn độ baz yếu A
–
bằng acid mạnh (ví dụ chuẩn độ NH
4
OH bằng HCl ):

- Phản ứng chuẩn độ : A
−
+ HCl
→
HA + Cl
−

- Tại điểm tương đương, pH của dung dòch được quyết đònh bởi HA là một acid
yếu nên pH
tđ

được tính : pH
tđ
=
2
1
pK
HA

−

2
1
lgC
HA
- Bước nhảy của đường chuẩn độ nằm trong vùng acid nên chọn chỉ thò có pH
ch/m

< 7, thường dùng metyl da cam, bromocresol lục, metyl đỏ.



4. Chuẩn độ một đa acid bằng baz mạnh
Nếu đa acid có k
a1
, k
a2
, , k
an
khác khá xa nhau (
∆

pK
≥
4) và mỗi k
i
không quá bé (>
10
– 10
) thì có thể chuẩn độ liên tiếp từng chức với chỉ thò thích hợp như khi chuẩn độ
từng đơn acid. Ví dụ, chuẩn độ H
3
PO
4
bằng NaOH :


44

H
3
PO
4
+ NaOH
→
NaH
2
PO
4
+ H
2
O k

a1
= 10
−2,12

NaH
2
PO
4
+ NaOH
→
Na
2
HPO
4
+ H
2
O k
a2
= 10
−7,21

Na
2
HPO
4
+ NaOH
→
Na
3
PO

4
+ H
2
O k
a3
= 10
−12,38

pH tương đương được tính gần đúng như sau :
pH
tđ1
= ½ (pka
1
+ pka
2
) = 4,66
pH
tđ2
= ½ (pka
2
+ pka
3
) = 9,8
Có thể xác đònh 2 điểm cuối bằng 2 chỉ thò :
- V
tđ1
: dùng Bromocresol lục

- V
tđ2

: dùng Phenol phtalein

V
tđ 2
= 2 V
tđ 1

V
tđ 2
là thể tích OH
-
dùng để chuẩn độ 2 chức đầu
(không chuần độ được chức thứ ba do Na
2
HPO
4
là acid quá
yếu).

Ghi chú
Trong thực tế mẫu H
3
PO
4
có thể bò nhiễm bẩn bởi một acid mạnh (ví dụ HCl)
hoặc một acid yếu (ví dụ NaH
2
PO
4
). Mối tương quan giữa V

tđ 2
và V
tđ1
trong các
trường hợp này sẽ thay đổi:
-
Mẫu H
3
PO
4
bò nhiễm bẩn bởi acid mạnh HCl: HCl sẽ được trung hòa cùng
một lúc với chức thứ nhất của H
3
PO
4
(2V
tđ 1
> V
tđ2
)
-
Mẫu H
3
PO
4
bò nhiễm bẩn bởi acid yếu NaH
2
PO
4
: NaH

2
PO
4
sẽ được trung
hòa cùng một lúc với chức thứ hai của H
3
PO
4
(2V
tđ1
< V
tđ2
).
Mối tương quan giữa các thể tích V
tđ 2
và V
tđ1
; thể tích dung dòch baz mạnh cần dùng
để chuẩn độ từng acid cho từng trường hợp được tóm tắt trong bảng dưới đây:

DD chứa H
3
PO
4
–
+ HCl DD chứa H
3
PO
4
+ NaH

2
PO
4



V
NaOH
(H
3
PO
4
) = 2V
tđ 2
- V
tđ 1
)
V
NaOH
(HCl) = V
tđ 2
- 2(V
tđ 2
- V
tđ 1
)
= 2V
tđ1
- V
tđ 2

V
NaOH
(H
3
PO
4
) = 2V
tđ1

V
NaOH
(NaH
2
PO
4
) =V
tđ2
-2V
tđ1


5. Chuẩn độ một đa baz bằng acid mạnh
Cũng như đa acid, nếu đa baz có k
b1
, k
b2
, , k
bn

khác khá xa nhau (
∆
pk
≥
4) và mỗi
k
bi
không quá bé (> 10
–10
) cũng có thể chuẩn độ liên tiếp từng chức . Ví dụ, chuẩn độ
dung dòch Na
2
CO
3
bằng HCl:




pH

V
NaOH
, ml

V
td

V
td

pH
td 2

pH
td 1

Φ
Φ

Bromocresol
lục
Đường chuẩn độ
H
3
PO
4
bằng
NaOH



V
tđ 1



V
tđ 2

V
tđ 1



V
tđ 2



45


CO
3
2-
là baz liên hợp của diacid H
2
CO
3
k
a1
=10
–6,35
; k
a2
=10
–10,32

⇒
k
b1
=10
–3,68
; k
b2
=10
–7,65


k
b1
/ k
b2

≈
10
4
lần
⇒
CO
3
2-
được chuẩn độ
từng chức:
Na
2
CO

3
+ HCl
→
NaHCO
3
+ NaCl
NaHCO
3
+ HCl
→
H
2
CO
3
+ NaCl
pH
tđ1
= ½ (pka
1
+ pka
2
) = 8,33
pH
tđ2

≈
4 (tùy thuộc nồng độ H
2
CO
3

trong dung
dòch)



Có thể xác đònh 2 điểm cuối bằng 2 chỉ thò:
- V
tđ1
: dùng Phenol phtalein
- V
tđ2
: dùng Metyl da cam

V
tđ2
= 2V
tđ1

V
tđ 2
là thể tích HCl dùng để chuẩn độ 2 chức.

Ghi chú
Trong thực tế mẫu Na
2
CO
3
có thể bò nhiễm bẩn bởi một baz mạnh (ví dụ
NaOH) hoặc một baz yếu (ví dụ NaHCO
3

). Mối tương quan giữa V
tđ 2
và V
tđ1
trong các
trường hợp này sẽ thay đổi:
-
Mẫu Na
2
CO
3
bò nhiễm bẩn bởi baz mạnh NaOH: NaOH sẽ được trung hòa
cùng một lúc với chức thứ nhất của Na
2
CO
3
(2V
tđ 1
> V
tđ2
)
-
Mẫu Na
2
CO
3
bò nhiễm bẩn bởi baz yếu NaHCO
3
: NaHCO
3

sẽ được trung
hòa cùng một lúc với chức thứ hai của Na
2
CO
3
(2V
tđ1
< V
tđ2
).
Mối tương quan giữa các thể tích V
tđ 2
và V
tđ1
; thể tích dung dòch acid mạnh cần dùng
để chuẩn độ từng ion cho từng trường hợp được tóm tắt trong bảng dưới đây:

DD chứa (CO
3
2–
+ OH
–
) DD chứa (CO
3

2–
+ HCO
3
–
)

V
HCl
(CO
3
2-
) = 2V
tđ 2
- V
tđ 1
)
V
HCl
(OH
-
) = V
tđ 2
- 2 (V
tđ 2
- V
tđ 1
)
= 2V
tđ 1
- V
tđ 2

V
HCl
(CO
3
2-
) = 2V
tđ1

V
HCl
(HCO
3
-
) =V
tđ 2
-2V
tđ1





pH

V
HCl
, ml

V
td

V
td

pH
td 1

pH
td 2

Phenolphtalein

Metyl da cam
Đường chuẩn độ
Na
2
CO
3
bằng HCl




V
tđ 1

V
tđ 2


V
tđ 1




V
tđ



46

6. Đònh độ kiềm của mẫu nước
Một ứng dụng quan trọng của quá trình chuẩn độ acid – baz trong thực tế là xác
đònh độ kiềm của một mẫu nước.
Một mẫu nước được gọi là nước kiềm khi chứa ion OH
-
, CO
3

2 –
hoặc HCO
3

–

hoặc hỗn hợp 2 trong 3 ion : (CO
3
2–
+ OH
–
) hoặc (CO
3
2 –
+ HCO
3
–
).
Khi dùng acid mạnh chuẩn độ mẫu nước kiềm với 2 chỉ thò phenolphtalein và
metyl da cam, dựa vào mối tương quan giữa các thể tích V
tđ1
và V
tđ2
xác đònh được có
thể kết luận sự hiện diện của các ion kiềm và hàm lượng của chúng trong dung dòch.

Mối tương quan giữa V
tđ 1

và V
tđ2

Ion kiềm hiện diện Thể tích dung dòch acid dùng để
chuẩn độ
V

tđ 1

≈
V
tđ2
OH
–
V
tđ1
(V
tđ2
)
V
tđ 1

≈
0; V
tđ2

≠
0
HCO
3

–
V
tđ2

V
tđ 1

≠
0; V
tđ2

≠
0
V
tđ2
= 2V
tđ1

CO
3
2 –
V
tđ1
(Đ=M/1)
V
tđ2
(Đ=M/2)
V
tđ 1

≠
0; V
tđ2

≠
0

2V
tđ1
> V
tđ2

CO
3
2–
+ OH
–
V
HCl
(CO
3
2-
) = 2V
tđ 2
- V
tđ 1

V
HCl
(OH
-
) = = 2V
tđ 1
- V
tđ 2

V
tđ 1

≠
0; V
tđ2

≠
0
2V
tđ1
< V
tđ2

CO
3
2 –
+ HCO
3
–
V
HCl
(CO
3
2-
) = 2V
tđ1

V
HCl

(HCO
3
-
) =V
tđ 2
-2V
tđ1


Thể tích V
tđ1
(ứng với chỉ thò phenolphtalein chuyển màu) còn được gọi là V
P
;
thể tích V
tđ2
(ứng với chỉ thò metyl da cam chuyển màu) còn được gọi là V
M

⇒
các độ
kiềm tương ứng được tính từ các thể tích trên được gọi là
độ kiềm p
và
độ kiềm m.
Đơn
vò của độ kiềm có thể là g/l tính theo dạng muối của Na, hoặc là mg CaCO
3
/ l theo qui
ước quốc tế.

BÀI TẬP
1. Tính pH của các DD sau đây:
a) DD CH
3
COOH

5.10
– 3
M - Cho k(CH
3
COOH) = 10
– 4,76

b) DD NH
4
OH 2.10
– 3
M - Cho k(NH
4
OH)

= 10
– 4,76

c) DD KCN 4.10
– 2
M - Cho k(HCN)

= 10

– 9,21

d) DD NH
4
Cl 6.10
– 3
M - Cho k(NH
4
OH)

= 10
– 4,76

e) Hỗn hợp CH
3
COOH 2,5.10
– 2
M và CH
3
COONa7,5.10
– 2
M
f) Hỗn hợp ở câu e) sau khi thêm 10
–2
mol HCl vào 1 lít dung dòch.
g) Hỗn hợp ở câu e) sau khi thêm 10
–2
mol NaOH vào 1 lít dung dòch.
h) Hỗn hợp NH
3

2,0.10
– 2
M và NH
4
Cl 10
– 2
M
2. 15,00 ml dung dòch HNO
3
0,0200 M được chuẩn độ bằng dd KOH 0,0100M.
a) Tính pH của dung dòch ở điểm tương đương ?
b) Tính thể tích dung dòch KOH đã dùng để đạt điểm tương đương?
c) Tính pH của dung dòch khi đã thêm vào 10,00 ml dung dòch KOH?
d) Tính pH của dung dòch khi đã thêm vào 35,00 ml dung dòch KOH?

47

3. Sau khi hòa tan 5,000 g mẫu bột mì trong nước, người ta xác đònh độ chua của nó
bằng cách chuẩn độ với DD NaOH 0,200N. Nếu thể tích DD NaOH 0,200N cần dùng
là 0,95 ml, tính độ chua của mẫu bột mì theo đơn vò là số ml dd NaOH 0,100 N cần
dùng để chuẩn độ 100 g mẫu ?
4. Đònh nồng độ của một dung dòch NaOH , lấy 10,00 ml dung dòch đđ pha loãng thành
200 ml dd A ; Tiếp theo, lại lấy 10,00 ml dd A pha thành 50,00 ml dd B và chuẩn
độ 10,00 ml dd B bằng 12,5 ml dd HCl 0,0500 N. Tính nồng độ đương lượng và nồng
độ khối lượng của DD NaOH đậm đặc ban đầu theo kết quả ghi nhận được, giả sử
mẫu NaOH hoàn toàn không bò carbonat hóa.
5. Phải cân bao nhiêu gam DD KOH có d =1,41 g /ml ( 40% KL/KL) đem chuẩn độ
bằng DD HCl 0,2N, nếu muốn khống chế lượng acid HCl cần dùng xấp xỉ 20 ml?
6. Để chuẩn độ lại 1 DD HNO
3

có T = 1,40 g/ ml ( lý thuyết) vừa pha, người ta lấy 50,00
ml DD nói trên pha loãng thành 1000 ml DD loãng. Lấy 20,00 ml DD KOH có độ
chuẩn chính xác T (KOH / H
2
SO
4
) = 0,04904 g/ml vào erlen, người ta phải sử dụng
26,88 ml DD HNO
3
loãng vừa pha để trung hoà hoàn toàn KOH . Tính % HNO
3
có
trong dung dòch acid ban đầu ?
7. Chuẩn độ 25,00 ml một dung dòch X chứa H
3
PO
4
và NaH
2
PO
4
bằng dung dòch NaOH
0,0500 M. Lượng NaOH đã dùng để chuẩn độ dung dòch X bằng chỉ thò Bromocresol
lục là 20,00 ml và sau khi thêm chỉ thò phenol phtalein , phải dùng 28,00 ml NaOH
nữa. Hãy xác đònh nồng độ mol cuả các chất trong dung dòch X.
8. Một mẫu NaOH cân nặng 0,9184 g được pha loãng thành 250ml dung dòch, đem
chuẩn độ bằng dung dòch HCl 0,1042 N. Biết rằng:
- Nếu dùng chỉ thò phenol phtalein V(HCl) = 20,70 ml
- Nếu dùng chỉ thò metyl da cam V(HCl) = 21,48 ml
Xác đònh hàm lượng các thành phần trong mẫu NaOH, biết thể tích mẫu đem chuẩn

độ là 25,00 ml.
9. Sáu dung dòch sau đây chứa 1 hay 2 trong số các chất NaOH, NaHCO
3
,Na
2
CO
3
. Biết
rằng 100 ml dd mẫu đã được chuẩn độ bằng dd HCl 0,100 N với 2 chất chỉ thò là
phenol phtalein và metyl da cam. Thể tích dd acid cần để chuẩn độ đến khi chỉ thò
lần lượt đổi màu (phenol phtalein đổi màu trước ) là :
a) 27,30 ml và 30,70 ml b) 0,0 ml và 18,10 ml
c) 4,60 ml và 12,20 ml d) 27,10 ml và 27,10 ml
e) 15,10 ml và 30,20 ml f) 15,60 ml và 48,10 ml
Xác đònh các chất hiện diện trong từng dd và nồng độ khối lượng của các chất đó.