CHƯƠNG 3 - NỒNG ĐỘ DUNG DỊCH, DỤNG CỤ VÀ CHUẨN BỊ HOÁ CHẤT docx

April 8, 2011
HOÁ PHÂN TÍCH ỨNG DỤNG THUỶ SẢN

Huỳnh Trường Giang – Khoa Thuỷ sản – Đại học Cần Thơ P.7

CHƢƠNG 3
NỒNG ĐỘ DUNG DỊCH, DỤNG CỤ VÀ CHUẨN BỊ HOÁ CHẤT
Trong phân tích, không phải cứ có protocol (qui trình) phân tích là ta có thể tiến hành theo các
bước trong qui trình. Vì như vậy, hàng loạt các sai số mà ta không thể kiểm soát được cũng
như không biết cách khắc phụ. Mặc khác, sự hiểu biết cơ bản về nồng độ dung dịch, cách pha
dung dịch như thế nào, góp phần làm giảm sai số trong phân tích. Sai số trong phân tích sẽ
được trình bày trong Chương 9. Trong chương này chúng ta sẽ nói về nồng độ dung dịch,
dụng cụ, cách chuẩn bị thuốc thử, pha nồng độ chuẩn trong phòng thí nghiệm trước khi ta có
những thắc mắc như “xử lý số liệu phân tích như thế nào?”, “có chắc rằng kết quả phân tích
của chúng ta là chính xác?”, “làm sao để thu mẫu đại diện?”, “làm thế nào để chọn lựa một
phương pháp đáng tin cậy?”.
3.1 ĐƠN VỊ ĐO LƢƠNG CƠ BẢN
Bảng 3.1 Các đơn vị đo lƣờng quốc tế

Đơn vị
Kí hiệu
Đƣơng lƣợng
Chiều dài
Angstrom
o
A

1
o
A
= 1 × 10

-10
m
Lực
Newton
N
1 N = 1 m . kg/s
2

Áp suất
Pascal
Pa
1 Pa = 1 N/ m
2
= 1 kg . (m. s
2
)

Atmosphere
atm
1 atm = 101,325 Pa
Năng lƣợng
Joule
J
1 J = 1 N . m = 1 m2 . kg/ s
2

Điện năng
Watt
W
1 W = 1 J/ s = 1 m

2
. kg/ s
3

Điện thế
Volt
V
1 V = 1 W/A = 1 m
2
. kg/ (s
3
. A)
Nhiệt độ
Độ Celsius
o
C
o
C = K – 273,15

Fahrenheit
o
F
o
F = 1,8 (K – 273,15) + 32

Bảng 3.2 Các tiếp đầu ngữ quan trọng trong đo lƣờng quốc tế
Luỹ thừa
Tiếp đầu ngữ
Ký hiệu
10

12

Tera
T
10
9

Giga
G
10
6

Mega
M
10
3

Kilo
k
April 8, 2011
HOÁ PHÂN TÍCH ỨNG DỤNG THUỶ SẢN

Huỳnh Trường Giang – Khoa Thuỷ sản – Đại học Cần Thơ P.8

10
-1

Deci
d
10

-2

Centi
c
10
-3

Mili
m
10
-6

Micro
µ
10
-9

nano
n
10
-12

pico
p
10
-15

femto
f
10

-18

atto
a

3.2 ĐƠN VỊ NỒNG ĐỘ
Nồng độ là một đơn vị đo lường lượng chất tan trong lượng dung dịch. Mặc dù khái niệm
“chất tan” và “dung dịch” thường được hiểu là lượng chất nào đó trong một dung dịch. Nhưng
nó cũng được dùng cho khí và chất rắn.
Bảng 3.3 Đơn vị nồng độ thƣờng dùng
Nồng độ
Đơn vị
Kí hiệu
Mol
mol chất tan
lít dung dịch
M
Đương lượng
số đương lượng chất tan
lít dung dịch
N
Mol
mol chất tan
kg dung dịch
m
% trọng lượng
g chất tan
100 g dung dịch
% w/w
% thể tích

mL chất tan
100 mL dung dịch
% v/v
% trọng lượng – thể tích
g chất tan
100 mL dung dịch
% w/v
Phần triệu
mg hoặc µL chất tan
lít dung dịch
mg/L, µL/L hoặc ppm

3.2.1 Nồng độ M và nồng độ F
April 8, 2011
HOÁ PHÂN TÍCH ỨNG DỤNG THUỶ SẢN

Huỳnh Trường Giang – Khoa Thuỷ sản – Đại học Cần Thơ P.9

Nồng độ M và nồng độ F thường hiển thị cho số mol của chất tan trong một lít dung dịch. Tuy
nhiên, 2 loại nồng độ này cũng có điểm khác nhau. Nồng độ M là nồng độ của chất tan riêng
lẻ trong dung dịch còn nồng độ F là tổng nồng độ của một hợp chất khi hợp chất đó không
phân ly. Nếu chất tan này không phân ly thành ion, thì nồng độ M sẽ bằng nồng độ F, ví dụ
như glucose chẳng hạn.
Ví dụ 3.1:
Hoà tan 0,1 mol NaCl trong 1 lít nước ta thu được dung dịch có nồng độ Na
+
là 0,1M, Cl
-
là
0,1M. Lúc này nồng độ của NaCl là 0M, nhưng nồng độ F của NaCl vẫn là là 0,1N (vì tính

trên tổng nồng độ của một hợp chất). Nồng độ M thường được sử dụng hơn nồng độ F.
3.2.2 Nồng độ đƣơng lƣợng N
Nồng độ đương lượng thường được sử dụng nhưng vẫn thường bị bỏ qua trong phòng thí
nghiệm hiện nay. Nồng độ đương lượng hiển thị cho một lượng hoá chất này tác dụng hết với
một lượng hoá chất khác. Ví dụ như dung dịch H
2
SO
4
thường được pha ở nồng độ M, nồng
độ đương lượng N phụ thuộc vào phản ứng của nó với hợp chất nào.
Số đương lượng n dựa trên đơn vị phản ứng của nó cái mà phần của hợp chất tham gia phản
ứng. Trong phản ứng kết tủa, số đương lượng n phụ thuộc vào số ion dương hoặc ion âm
tham gia phản ứng.
Ví dụ 3.2:
Pb
2+
+ 2I
-
 PbI
2

Trong trường hợp này n = 2 đối với Pb
2+
và n = 1 đối với I
-
.
Đối với phản ứng acid-base, số n đƣơng lƣợng phụ thuộc vào số ion H
+
cho bởi acid và
nhận bởi base.

Ví dụ 3.3:
H
2
SO
4
+ NH
3
 2NH
4
+
+ SO
4
2-

Trong trường hợp này n = 2 đối với H
2
SO
4
và n = 1 cho NH
3
.
Đối với phản ứng tạo phức, số n phụ thuộc vào số điện tử liên kết
Ví dụ 3.4:
Ag + 2NH
3
 Ag(NH
3
)
2

Trong trường hợp này n = 2 cho Ag, và n = 1 cho NH
3
.
Đối với phản ứng oxy hoá – khử, số n phụ thuộc vào số điện tử phóng thích bởi chất khử
hoặc thu nhận bởi chất oxy hoá.
Ví dụ 3.5:
April 8, 2011
HOÁ PHÂN TÍCH ỨNG DỤNG THUỶ SẢN

Huỳnh Trường Giang – Khoa Thuỷ sản – Đại học Cần Thơ P.10

2Fe
3+
+ Sn
2+
 Sn
4+
+ 2Fe
2+

Trong trường hợp này n = 1 cho Fe
3+
, n = 2 cho Sn
2+
.
Như vậy nồng độ đương lượng là số đương lượng trọng lượng (equivalent weights – EW) trên
1 lít nước (giống như nồng độ F). Đương lượng trọng lượng được định nghĩa như là tỉ lệ giữa
hàm lượng hợp chất (formula weight – FW) trên số đương lượng n của nó.
n
FW

EW 

Mối liên hệ giữa nồng độ M và N
N = n × M
3.2.3 Trọng lƣợng, thể tích, tỉ lệ trọng lƣợng thể tích
Phần trăm trọng lượng (%w/w), phần trăm thể tích (%v/v), phần trăm trọng lượng thể tích
(%w/v) hiển thị nồng độ của một đơn vị chất tan trong 100 mL mẫu.
3.2.4 Chuyển đổi giữa các đơn vị nồng độ
Nồng độ trong hoá phân tích thường được hoán chuyển giữa nồng độ M, % trọng lượng, %
thể tích, % trọng lượng – thể tích, mg/L, ppm, ppb…
Ví dụ 3.6:
Tìm nồng độ M của dung dịch NH
3
28% (w/w) có trọng lượng riêng d = 0,899 g/mL.
M
L
mL
NHg
NHmol
ddmL
ddg
ddg
gNH
8,14
1
1000
04,17
1
1
899,0

100
28
3
33


Ví dụ 3.7:
Nồng độ Cl
-
tối đa cho phép trong nước uống là 2,5 × 10
2
ppm. Tính nồng độ M của Cl
-
?
Số g Cl
-
trong 1 lít =
mL
mg
1000
105,2
2

= 250 × 10
3
g.

g
g
M

m
C
M
453,35
10250
3


= 7,05 × 10
3
M
3.3 PHẢN ỨNG VÀ CÂN BẰNG HOÁ HỌC
3.3.1 Phản ứng hoá học
Phản ứng hoá học là phản ứng khi liên kết một hay nhiều nguyên tố thì các liên kết hoá học
trong chất tham gia phản ứng thay đổi vào tạo nên chất mới (sản phẩm). Quá trình này thường
kèm theo sự thay đổi năng lượng, và tuân theo định luật bảo toàn năng lượng. Phản ứng hoá
April 8, 2011
HOÁ PHÂN TÍCH ỨNG DỤNG THUỶ SẢN

Huỳnh Trường Giang – Khoa Thuỷ sản – Đại học Cần Thơ P.11

học kết thúc khi có sự cân bằng phản ứng hay các chất tham gia phản ứng có sự chuyển đổi
hoàn toàn.
Dựa vào cơ chế phản ứng mà hiện nay ta tam thời chia theo các loại phản ứng sau:
- Phản ứng kết hợp (synthesis reaction):
A + X  AX
Ví dụ 3.8: CO
2
+ H
2

O  H
2
CO
3
(nước)
- Phản ứng phân huỷ (decomposition reaction):
AX  A + X
Ví dụ 3.9: H
2
SO
4
 H
2
O(l) + SO
3
(k)
- Phản ứng trao đổi (replacement reaction):
Dạng: A + BX  AX + B
Ví dụ 3.10: Na(r) + 2H
2
O  NaOH (nước) + H
2
(k)
Dạng: AX + BY  AY + BX
Ví dụ 3.11: HCl(nước) + NaOH(nước)  NaCl(nước) + H
2
O(l)
- Phản ứng oxy hoá – khử:
Ví dụ 3.12: 6Fe
2+

+ Cr
2
O
7
2-
+ 14H
+
 2Cr
3+
+ Fe
3+
+ 7H
2
O
3.3.2 Định luật tƣơng tác khối lƣợng Dalton:
Định luật: Trong phản ứng hoá học, số đương lượng của các chất tham gia phản ứng phải
bằng nhau.
Xét phản ứng: A + B  C + D
Theo định luật thì:
B
A
B
A
Đ
Đ
m
m


Trong đó :

A
m
,
B
m
là khối lượng của A, B tham gia phản ứng

A
Đ
,
B
Đ
là đương lượng gram của A, B
Nếu tính theo thể tích thì: C
A
× V
A
= C
B
× V
B

Trong đó: V
A
, V
B
là thể tích của A, B
C
A
, C

B
là nồng độ đương lượng của A, B
3.3.3 Cân bằng hoá học
April 8, 2011
HOÁ PHÂN TÍCH ỨNG DỤNG THUỶ SẢN

Huỳnh Trường Giang – Khoa Thuỷ sản – Đại học Cần Thơ P.12

Khi khảo sát các phản ứng hoá học ta thấy rằng rất ít phản ứng chỉ xãy ra một chiều, đa số các
phản ứng đều xãy ra thuận nghịch. Khi tốc độ của phản ứng di chuyển theo chiều thuận và
chiều nghịch bằng nhau và nồng độ chất tham gia phản ứng và nồng độ của sản phẩm không
thay đổi theo thời gian nữa là cân bằng hoá học đã đạt đến. Khi nói đến cân bằng hoá học thì
ít nhất nói đến 2 chất khác nhau: chất tham gia phản ứng và sản phẩm.
Định luật tác dụng khối lƣợng: Tỷ số giữa tích hoạt độ sản phẩm trên tích hoạt độ tác chất
là một hằng số, được gọi là hằng số cân bằng K
Phản ứng thuận nghịch tổng quát:
(1)
aA + bB  dD + eE
(2)
Hằng số cân bằng:
   
   
ba
ed
BA
ED
K




Nếu dung dịch loãng :
   
   
ba
ed
BA
ED
K




Hằng số cân bằng K (Equilibrium Constant):
Cách tính hằng số cân bằng: chúng ta sẽ sử dụng 2 mối quan hệ hữu ích khi làm việc với
hằng số cân bằng K.
Thứ nhất ta có phản ứng:
A + 2B  AB
2

 
  
2
2
1
BA
AB
K 

Phản ứng nghịch lại ta có:

AB
2
 A + 2B
  
 
2
2
1
2
1
AB
BA
K
K 

Nếu chúng ta thêm phản ứng để tạo thành một phản ứng mới, thì hằng số cân bằng cũng bằng
hằng số cân bằng ban đầu, cùng theo dõi ví dụ sau đây:
A + B  AB
 
  
BA
AB
K 
1

AB + B  AB
2

 
  

BAB
AB
K
2
1


A + 2B  AB
2

213
KKK 


April 8, 2011
HOÁ PHÂN TÍCH ỨNG DỤNG THUỶ SẢN

Huỳnh Trường Giang – Khoa Thuỷ sản – Đại học Cần Thơ P.13

 
  
 
  
 
  
2
22
3
BA
AB

BAB
AB
BA
AB
K 

Hằng số phân ly acid:
Phản ứng của một acid với dung môi (như nước) được gọi là phản ứng phân ly acid. Acid chia
làm 2 loại:
- Acid mạnh: như HCl, HNO
3
chuyển hết proton của nó cho dung môi, nên không có hệ
số cân bằng K.
- Acid yếu như acid CH
3
COOH không thể cho hết proton acid của nó cho dung môi.
Thay vào đó hầu hết các acid còn lại không phân ly, chỉ một phần nhỏ hiện diện dưới
dạng base liên hợp.
CH
3
COOH(nước) + H
2
O  H
3
O
+
(nước) + CH
3
COO
-

(nước)
Hằng số cân bằng của phản ứng này được gọi là hằng số phân ly acid
a
K
. Hằng số phân ly
của CH
3
COOH là:

  
 
COOHCH
COOCHH
K
a
3
3


= 1,75 × 10
-5

Hằng số phân ly base:
Hằng số phân ly base là hằng số cân bằng giữa base yếu và proton mà base nhận để tạo nên
acid và acid đó.
Ví dụ 3.13:
Giữa NH
3
và proton tạo nên acid NH
4

+
và acid đó, có cân bằng:
NH
3
+ H
+
 NH
4
+

Với hằng số cân bằng:

 
 
 



HNH
NH
K
b
3
4
= 1,76 × 10
-5

Ngoài 2 dạng hằng số phân ly acid - base trên còn rất nhiều loại hằng số cân bằng như hằng số
cân bằng phức chất, hằng số cân bằng của phản ứng oxy hoá – khử… Đối với phân tích ứng
dụng thuỷ sản, ta chỉ cần nắm 2 dạng cân bằng trên.

Độ phân ly của nước :
Nước (H
2
O) là một dung dịch lưỡng tính, có thể xem là acid hoặc base.
H
2
O(l) + H
2
O(l)  H
3
O
+
(nước) + OH
-
(nước)
Hằng số cân bằng:
April 8, 2011
HOÁ PHÂN TÍCH ỨNG DỤNG THUỶ SẢN

Huỳnh Trường Giang – Khoa Thuỷ sản – Đại học Cần Thơ P.14


  

 OHOHK
w 3

Hằng số cân bằng của nước rất thay đổi, phụ thuộc vào nhiệt độ. Ví dụ ở K
w
= 1,000 × 10

-14
ở
24
o
C, ở 20
o
C là 6,809 × 10
-15
, ở 30
o
C là 1,469 × 10
-14
, ở 25
o
C là 1,008 × 10
-14
. Thông
thường, giá trị 1,00 × 10
-14
thường được hay sử dụng với sự chấp nhận sai số không đáng kể.
Vì vậy :
  

 OHOHK
w 3
= 10
-14


Dung dịch đệm

Định nghĩa:
Dung dịch đệm là dung dịch kháng lại sự thay đổi pH khi thêm acid hay base mạnh vào dung
dịch hoặc là dung dịch mà khi pha loãng thì pH của dung dịch thay đổi ít. Sự thay đổi này
thường ở trong một vùng giới hạn pH.
Thành phần của dung dịch đệm:
Dung dịch đệm là dung dịch chứa trong một dung môi phân ly (như nước). Thường có các
dạng :
- Dung dịch đệm có pH acid :
+ Dung dịch đệm được tạo thành từ một acid yếu và muối của nó với base mạnh, ví dụ
như CH
3
COOH và CH
3
COONa (base mạnh là NaOH).
+ Dung dịch đệm được tạo thành từ một acid yếu và muối của nó với base yếu, ví dụ
như CH
3
COOH và CH
3
COONH
4
(base yếu là NH
4
OH).
- Dung dịch đệm có pH kiềm :
+ Dung dịch đệm được tạo thành từ một base yếu và muối của nó với acid mạnh, ví dụ
như NH
4
OH và NH
4

Cl (acid mạnh là HCl).
+ Dung dịch đệm được tạo thành từ một base yếu và muối của nó với acid yếu, ví dụ
như NH
4
OH và CH
3
COONH
4
(acid yếu là CH
3
COOH).
Cơ chế đệm :
Đễ dễ hiễu, ta xét ví dụ sau :
Ví dụ 3.14:
Một dung dịch hổn hợp của acid (hay base) yếu và muối của nó với base (hay acid) mạnh.
Chẳng hạn như dung dịch CH
3
CHOOH và CH
3
COONa trong nước.
Muối hoà tan trong nước, phân ly hoàn toàn thành:
CH
3
COONa  CH
3
COO
-
+ Na
+
(3.1)

April 8, 2011
HOÁ PHÂN TÍCH ỨNG DỤNG THUỶ SẢN

Huỳnh Trường Giang – Khoa Thuỷ sản – Đại học Cần Thơ P.15

Trường hợp acid trong nước :
CH
3
COOH  CH
3
COO
-
+ H
+
(3.2)
  
 
COOHCH
HCOOCH
K
a
3
3


(3.3)
Trong các biểu thức trên:
- CH
3
COO

-
có được từ (3.1), mà cũng có được từ acid CH
3
COOH, do đó
 

COOCH
3

tỉ lệ thuận với
 
COOHCH
3
.
- Để duy trì giá trị K
a
ổn định thì khi
 

COOCH
3
tăng thì
 
COOHCH
3
cũng phải tăng
(3.3), mà khi
 
COOHCH
3

tăng thì acid sẽ không bị phân ly (nghĩa là không bị ion
hoá), và như vậy sẽ có sự lùi ion hoá (reticulation) của acid. Điều này càng phải chú ý
khi cho acetat
 

COOCH
3
từ muối (3.1) vào càng lớn vì
 

COOCH
3
kết hợp với
 

H
của (3.2) để tạo thành thành
 
COOHCH
3
.
Như vậy, khi trong môi trường có các ion
 

COOCH
3
,
 

H

,
 

Na
cùng lúc thì :
- Nếu thêm dung dịch acid mạnh AH : acid này khi phân ly sẽ tăng thêm ion H
+
(làm
giảm pH) nhưng đa số ion H
+
này sẽ tác động với CH
3
COO
-
để tạo thành những phân
tử CH
3
COOH là acid yếu. Do vậy pH thay đổi ít.
- Nếu thêm dung dịch base mạnh B : base sẽ gắn với H
+
tạo acid yếu BH
+
. BH
+
tiếp tục
phản ứng với CH
3
COOH
-
. Phản ứng (2) lại phát triển về phía phân ly và tạo thành

base yếu CH
3
COO
-
. Base mạnh B bị thay thế bằng base yếu CH
3
COO
-
, ít bị phân ly.
Kết quả là pH thay đổi ít.
Đánh giá khả năng đệm :
Khả năng đệm càng lớn khi một số lượng lớn dung dịch đệm được cho vào dung dịch khảo
sát. Ở một nồng độ xác định của dung dịch đệm thì khả năng đệm là lớn nhất khi có mặt của
acid và muối của nó ở nồng độ tương đương.
pH của dung dịch đệm được tính theo công thức tổng quát của Henderson–Hasselbalch:
 
 
Acid
Base
pKpH
a
lg

Như vậy : - Nếu
 
Base
gấp 10 lần
 
Acid
thì pH = pK

a
+ 1
- Nếu
 
Acid
gấp 10 lần
 
Base
thì pH = pK
a
- 1
 khả năng đệm : pH = pK
a
± 1
April 8, 2011
HOÁ PHÂN TÍCH ỨNG DỤNG THUỶ SẢN

Huỳnh Trường Giang – Khoa Thuỷ sản – Đại học Cần Thơ P.16

Trở lại ví dụ 3.14, ta có:
  
 
COOHCH
HCOOCH
K
a
3
3



= 1,75 × 10
-5

 
 
COOHCH
COOCH
pKpH
a
3
3
lg


= 4,76 +
 
 
COOHCH
COOCH
3
3
lg


Nếu tại thời điểm
 

COOCH
3
=

 
COOHCH
3
thì pH của dung dịch đệm là 4,76. Nếu thêm
một lượng acid mạnh (lượng
 
COOHCH
3
gấp 10 lần
 

COOCH
3
) thì pH của dung dịch có
thể giảm đến 4,76 – 1 = 3,76.
Ví dụ 3.15:
Tính pH của dung dịch đệm được pha từ NH
3
0,020 M và NH
4
Cl 0,030 M. pH sẽ thay đổi như
thế nào nếu thêm 1 mL dung dịch NaOH 0,1 M vào 100 mL dung dịch đệm trên ?
Giải quyết vấn đề :
Hằng số phân ly của NH
4
+
trong nước pK
a
= 5,7 × 10
-10

. Vì vậy pH của dung dịch là :

 
 
06,9
030,0
020,0
lg24,9lg24,9
4
3


NH
NH
pH

Khi thêm NaOH vào thì NH
4
+
sẽ bị chuyển hoá thành NH
3
theo công thức :
NH
4
+
(nước) + OH
-
(nước)  NH
3
(nước) + H

2
O(l)
Ta cần phải xác định lại nồng độ của NH
4
+
và NH
3
:
     
 
M
L
LMLM
V
OHmolNHmol
C
Total
NH
029,0
101,0
1000,110,01,0030,0
3
4
4









     
 
M
L
LMLM
V
OHmolNHmol
C
Total
NH
021,0
101,0
1000,110,01,0020,0
3
3
3








Áp dụng công thức Henderson–Hasselbalch ta có :
 
 
10,9

029,0
021,0
lg24,9lg24,9
4
3


NH
NH
pH

Kết luận: vậy khi thêm 1 mL dung dịch NaOH 0,1 M vào 100 mL dung dịch đệm trên thì pH
hầu như thay đổi không đáng kể, từ 9,06  9,10.
Dung lượng đệm (buffer capacity):
April 8, 2011
HOÁ PHÂN TÍCH ỨNG DỤNG THUỶ SẢN

Huỳnh Trường Giang – Khoa Thuỷ sản – Đại học Cần Thơ P.17

Dung lượng đệm acid – base của một dung dịch cần duy trì pH là số lượng mmol của một
acid mạnh hay base mạnh thêm vào 1 lít dung dịch để làm thay đổi 1 đơn vị pH.
Ứng dụng của dung dịch đệm :
- Thiết lập và duy trì hoạt độ của ion hydro để chuẩn hoá máy đo pH, ví dụ như các
dung dịch đệm hay được sử dụng 4,10 ; 7,01, 10,01 ở 25
o
C.
- Làm ổn định pH trong quá trình chuẩn độ, ví dụ như chuẩn độ complexon xác định độ
cứng của nước, dung dịch đệm pH = 10 được sử dụng.
- Làm ổn định pH khi tạo phức màu trong phân tích hấp thu quang phổ phân tử, ví dụ
như phân tích Fe

2+
, dung dịch đệm pH = 5 được sử dụng.
3.4 Dụng cụ và thiết bị
3.4.1 Thiết bị đo trọng lƣợng

3.4.2 Thiết bị đo thể tích

April 8, 2011
HOÁ PHÂN TÍCH ỨNG DỤNG THUỶ SẢN

Huỳnh Trường Giang – Khoa Thuỷ sản – Đại học Cần Thơ P.18



April 8, 2011
HOÁ PHÂN TÍCH ỨNG DỤNG THUỶ SẢN

Huỳnh Trường Giang – Khoa Thuỷ sản – Đại học Cần Thơ P.19

3.5 Chuẩn bị dụng cụ thuỷ tinh cho phân tích
˗ Rữa dụng cụ thuỷ tinh (ống nghiệm, bình định mức, pipet…) bằng nước máy
˗ Ngâm dụng cụ thuỷ tinh vào dung dịch ngâm dụng cụ 24 giờ
˗ Rữa lại bằng nước máy
˗ Tráng kỹ bằng nước cất
˗ Sấy 80
o
C cho đến khô dụng cụ
˗ Kiểm tra độ sạch sau khi rữa, nếu dụng cụ nào chưa sạch phãi rữa lại
˗ Đặt vào tủ đựng dụng cụ thuỷ sinh co các phân tích tiếp theo.
3.6 Chuẩn bị dung dịch

3.6.1 Chuẩn bị dung dịch mẹ (stock solution)
Dung dịch mẹ được chuẩn bị bằng cách cân một trọng lượng hoặc đông một thể tích chính xác
của một hợp chất tinh khiết, pha loảng với dung môi (nước cất hoặc dung môi khác) đến một
thể tích mong muốn. Độ chính xác phụ thuộc vào đơn vị nồng độ yêu cầu.
Ví dụ 3.16:
Hãy mô tả cách chuẩn bị: a) dung dịch NaOH 0,2N bằng NaOH ở dạng khan (rắn); b) 1 lít
dung dịch Cu
2+
150 ppm tử Cu bảng Cu kim loại; c) 2 lít dung dịch acid acetic (CH
3
COOH)
nồng độ khoảng chừng 4% từ dung dịch CH
3
COOH đậm đặc.
Giải quyết vấn đề:
a) Khối lượng NaOH trong dung dịch:
 
 
gM
gm
C
M


 m = C
M
× M = 0,2 (mol)/L × 40 (g)/mol × 0,5 Lít = 4,0 g
Như vậy, cân 4,0 g NaOH khan cho vào 1 beaker 500 mL, cho vào khoảng một ít nước
cất, khấy đều cho tan hết NaOH. Sau đó chuyển dung dịch này vào 1 bình định mức có
thể tích 500 mL (tráng beaker 2-3 lần, dung dịch tráng vẫn cho vào bình định mức).

Dùng nước cất định mức lại đến vạch 500 mL. Ta được 500 mL dung dịch NaOH
0,2N.
b) Bởi vì nồng độ Cu
2+
đòi hỏi phải chính xác, trọng lượng Cu cân và thể tích cuối cùng
cũng đòi hỏi độ chính xác cao.
Đầu tiên ta xác định khối lượng Cu cần:
Cu
2+
nồng độ150 mg/L nghĩa là trong 1 lít dung dịch có 150 mg (0,15 g) Cu
2+
.
April 8, 2011
HOÁ PHÂN TÍCH ỨNG DỤNG THUỶ SẢN

Huỳnh Trường Giang – Khoa Thuỷ sản – Đại học Cần Thơ P.20

Để chuẩn bị dung dịch này ta cân 0,15 g Cu (dạng miếng) cho vào 1 beaker. Cho vào
một lượng nhỏ HNO
3
đậm đặc, chờ cho đến khi Cu hoà tan hoàn toàn. Dung dịch này
được đổ sang một bình định mức 1000 mL. Dùng nước cất định mức đến vạch 1000
mL. Như vậy ta được 1 lít dung dịch Cu
2+
150 ppm.
c) Vì đây là nồng độ khoảng chừng nên thể tích đong cũng không cần độ chính xác cao.
Thể tích dung dịch CH
3
COOH cần dùng là:
mLmL

mL
COOHmLCH
802000
100
4
3


Như vậy, đong 80 mL cho vào một bình 2000 mL, sau đó cho nước cất đến 2 lít. Ta có
được 2 lít dung dịch CH
3
COOH có nồng độ khoảng 4% (nồng độ này không chính
xác).
3.6.2 Chuẩn bị dung dịch bởi sự pha loãng
Dung dịch có nồng dộ nhỏ thường được chuẩn bị bởi sự pha loãng từ một dung dịch có nồng
độ lớn hơn. Một thể tích được biết của dung dịch mẹ (stock solution) được chuyển sang một
bình định mức khác, pha loãng với nước cất sẽ được một dung dịch mới có nồng độ thấp hơn.
Ta áp dụng công thức:
C × V = C’ × V’
Trong đó: C là nồng độ của dung dịch mẹ, V là thể tích dung dịch mẹ
C’ là nồng độ dung dịch sau khi pha loãng, V’ là thể tích dung dịch pha loãng
Ví dụ 3.17:
Trong phòng thí nghiệm có dung dịch Na
2
S
2
O
3
0,1 N. Cần 1000 mL dung dịch Na
2

S
2
O
3
có
nồng độ chính xác là 0,01N. Hãy mô tả cách pha?
Giải quyết vấn đề:
Trong trường hợp này ta cần trả lời câu hỏi: “Cần bao nhiêu mL của dung dịch mẹ Na
2
S
2
O
3

0,1 N để pha loãng với nước cất thành 1000 mL?” Như vậy V là một ẩn số.
Đầu tiên ta áp dụng công thức: C × V = C’ × V’
Ta thế vào: 0,1 N × V = 0,01N × 1.000 mL

N
mLN
V
1,0
100001,0 

= 100 mL
 Như vậy: cần lấy 100 mL dung dịch mẹ Na
2
S
2
O

3
0,1 N để pha thành 1.000 mL dung
dịch Na
2
S
2
O
3
có nồng độ 0,01N với nước cất.
April 8, 2011
HOÁ PHÂN TÍCH ỨNG DỤNG THUỶ SẢN

Huỳnh Trường Giang – Khoa Thuỷ sản – Đại học Cần Thơ P.21

Vì đây đòi hỏi nồng độ chính xác nên thể tích đong cũng phải chính xác. Do đó, để lấy 100
mL dung dịch mẹ Na
2
S
2
O
3
0,1 N, ta cần bình định mức 100 mL, và để pha được dung dịch
này ta cần phải chuẩn bị 2 bình định mức sạch 100 mL và 1000 mL.


TÀI LIỆU THAM KHẢO
APHA, AWWA, WEF. 2001. Standard moethods for the examination of water and
wastewater, 19
th
edition American Public Health Association 1015 Fifteenth Street,

NW Washington, DC 20005.
Gordus, A.A., 1991. Chemical Equilibrium VI. Buffer Solutions. J. Chem. Educ. 68, 656-658.
Harvey, D., 2000. Modern analytical chemistry. McGraw-Hill Higher Education. The
International Edition. 816 pp.
Weltin, E., 1991. A numerical method to calculate equilibrium concentrations for single-
equation systems. J. Chem. Educ. 68, 486-487.