Xác định hàm lượng muối trong thực phẩm bằng chuẩn độ điện thế

I. SƠ LƯỢC VỀ PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ KARL FISCHER:
 Đặc điểm của phương pháp Karl Fischer
1. Phương pháp trực tiếp xác định nước, thích hợp với mẫu có độ ẩm thấp (nhỏ
hơn 0.1%) và có thể xác định tới 0.01%.
2. Phương pháp này còn thích hợp với mẫu có hàm lượng đường cao hay protein
cao.
3. Trong phương pháp chuẩn độ này nước được xác định thông qua phản ứng với
thuốc thử là: dung môi methanol có chứa Iod, SO2 và pyridine.
Phương trình phản ứng:
 Các bước tiến hành trong chuẩn độ Karl Fischer:
B1: Thêm dung môi KF khan vào bình chuẩn độ cho ngập điện cực và đậy nắp lại
( Nên chọn và sử dụng thuốc thử KF thương mại vì tính ổn định cao và an toàn, vì
đây là chất độc).
B2: Chạy thiết bị chuẩn độ mà không cần thêm mẫu để làm vô hiệu hóa nước từ
dung môi KF và độ ẩm trong bình chuẩn độ.
B3: Cân chính xác 125mg nước và pha loãng thành 10ml trong bình hô và sạch bằng
dung môi KF.
B4: Hút và xả 1 lượng nước tiêu chuẩn vào kim tiêm để loại ẩm có trong kim tiêm.
Lặp lại 1 lần nữa. (Nhớ đậy nắp sau khi lấy).
B5: Tiêm 1 ml nước tiêu chuẩn vào bình và chuẩn độ để xác định hệ số chuyển đổi.
Cần thực hiện điều này hàng ngày hoặc khi nào sử dụng thuốc thử KF hoặc dung
môi mới.
B6: Hút và xả một lượng thuốc thử KF vào kim tiêm để loại ẩm trong kim tiêm. Lặp
lại 1 lần nữa.
B7. Tiêm 1 ml thuốc KF khan vào bình chuẩn độ và chuẩn độ để hiệu chỉnh blank.
Nên chỉnh blank thêm 1 lần nữa.
B8: Sử dụng kết quả đo blank để đọc chính xác dung môi KF và xác định nồng độ
chuẩn của thuốc thử KF (mg H2O/ml thuốc thử KF).
II SƠ LƯỢC VỀ PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ ĐIỆN THẾ:
 Đặc điểm phương pháp chuẩn độ điện thế:
1. Dựa trên việc đo sự biến thiên của thế trong quá trình chuẩn độ. Mà sự biến

thiên này là một sự thay đổi đột ngột tại gần điểm tương đương.
2. Với nhiều ưu điểm như độ nhạy cao (ppm), chuẩn độ được dung dịch có màu, và
cả trường hợp không có chất chỉ thị.
 Các phương pháp chuẩn độ điện thế:

1
Khi chuẩn độ điện thế cần phải nhúng vào dung dịch nghiên cứu hai cực.
Một cực thế của nó cho biết nồng độ của chất bị chuẩn, cực đó gọi là cực chỉ thị .
cực kia trơ đối với ion bị chuẩn, chỉ dùng để xác định thế của cực chỉ thị, cực này
gọi là cực so sánh .
Dựa vào bản chất của phản ứng xãy ra trong quá trình chuẩn độ mà người ta chia
thành các phương pháp chuẩn độ điện thế sau :
1.1 Phương pháp kết tủa:
Có thể minh họa phương pháp kết tủa trong chuẩn độ điện thế qua ví dụ xác định
bạc. Có thể dùng cực bạc làm cực chỉ thị đối với ion bạc. Cực so sánh là cực
calomen.
E
Đo
= E
chỉ thị
- E
chuẩn
(Pt)Hg.HgCl
2
/ Cl
-
|| Ag+ |Ag
Giả sử lấy 100ml dung dịch AgNO
3
0,1N để chuẩn độ. Thế của cực bạc trong dung

dịch đầu được xác định bằng công thức:
E
chỉ thị
= 0,81 + 0,059lg0,1 = 0,742V
Khi thêm dung dịch Cl
-
1N vào, nồng độ ion bạc giảm đi và ion bạc chuyển vào kết
tủa.
Giả sử thên 5ml dung dịch Cl
-
1N tương đương với nửa hàm lượng ion bạc tham gia
phản ứng, nồng độ ion bạc giảm xuống một nửa còn 0,05N. (bỏ qua sự tăng thể
tích ) và thế của cực bạc sẽ là :
E
chỉ thị
= 0,81 + 0,059lg0,05 = 0,725V
Khi thêm đến 9ml Cl
-
1N tương đương với quá trình chuẩn độ đạt 90%
Ta có : E
chỉ thị
= 0,81 + 0,059lg0,01 = 0,684V
Khi thêm 9,9ml Cl
-
1N vào, tương đương đạt 99% quá trình chuẩn độ
Ta có : E
chỉ thị
= 0,81 + 0,059lg0,001 = 0,626V
Khi thêm 9,99ml Cl
-

1N vào, tương đương đạt 99,9% quá trình chuẩn độ
Ta có : E
chỉ thị
= 0,81 + 0,059lg0,0001 = 0,574V
Tại điểm tương đương lúc này nồng độ bạc được tính như sau:
[Ag
+
] = T
AgCl
/ [Cl
-
]= 1,7.10
-10
/ [Cl
-
]
2
Theo tiến trình phản ứng ta thấy: [Ag
+
] = [Cl
-
]
Suy ra : [Ag
+
] =
5
10.3,110.7,1
10
−
=

−
Thế tại điểm tương đương : E
chỉ thị
= 0,81 + 0,059lg
10
10.7,1
−
= 0,516V
Sau điểm tương đương nồng độ ion bạc phụ thuộc vào lượng dư ion Cl
-
và cũng
được tính bằng tích số tan của AgCl . Nếu thêm 0,01ml dung dịch Cl
-
vào dung dịch
tương đương với nồng độ Cl
-
đạt được là 10
-4
M.
Lúc này [Ag
+
] = 1,7.10
-10
/ 10
-4
= 1,7.10
-6

Tương ứng với E = 0,81 + 0,059lg1,7.10
-6

= 0,465 v
Khi cho dư 0,1ml dung dịch Cl
-
vo dung dịch, tương đương với nồng độ Cl
-
đạt được
l 10
-3
M.
Lúc này [Ag
+
]= 1,7.10
-10
/ 10
-3
= 1,7.10
-7

Tương ứng với E = 0,81 + 0,059lg1,7.10
-7
= 0,408 v
Nhận xét :
+ Tại những thời điểm ban đầu của quá trình chuẩn độ, cũng giống như những thời
điểm sau quá trình chuẩn độ, giá trị thế của hệ thay đổi không đáng kể mặc dù lượng
thuốc thử cho là khá lớn.
+Tại những thời điểm sát trước và sát sau điểm tương đương, khi thiếu 0,01% và dư
0,01% thì giá trị thế của cực chỉ thị có sự thay đổi rõ rệt từ 0,574v đến 0,465v.
Người ta gọi đó là bước nhảy điện thế ứng với 0,109v.
Nếu ta đo hiệu thế giữa hai cực chỉ thị và so sánh thì bước nhảy giảm thế ∆E =
(0,574 - E

so sanh
) - (0,465 - E
so sanh
) = 0,109 v
Đây là điểm giúp cho người kiểm nghiệm viên phân tích nhận biết và kết thúc sự
chuẩn độ tại đây. Từ nồng độ, thể tích tiêu tốn của thuốc thử và thể tích của dung
dịch đem đi xác định, người ta tính được nồng độ của chất cần định phân.
Đồ thị sự chuẩn độ dung dịch Ag
+
bằng dung dịch Cl
-
được mô tả như sau :
3
Đồ thị có tính đối xứng qua điểm tương đương
Nhận xét:
+ Bước nhảy thế của đường định phân phụ thuộc vào tích số tan của kết tủa tạo
thành. Nếu kết tủa càng có tích số tan càng lớn thì bước nhảy đường định phân càng
dài. Ví dụ khi chuẩn Ag
+
bằng I
-
thì bước nhảy đường định phân dài hơn do T
AgI

=
10
-16

+ Bước nhảy đường định phân phụ thuộc vào nồng độ các dung dịch chuẩn độ.
Nồng độ dung dịch chuẩn độ càng lớn thì bước nhảy đường định phân càng dài

1.2 Phương pháp tạo thành các phức chất ít phân ly:
Phản ứng tạo thành trong phương pháp này tạo ra phức chất có độ bền tương đối
lớn.
Ta xét ví dụ chuẩn độ cation kim loại bằng EDTA
Phản ứng chuẩn độ M + Y = MY (1)
Hằng số bền:
[ ]
[ ][ ]
YM
MY
MY
=
β
Điện cực chỉ thị: điện cực Hg
Điện cực so sánh: điện cực calomen
Pin tạo được (Pt)Hg.HgCl
2
/ Cl
-
// Hg
2+
/Hg(Pt)
[ ]
+
+
+=
2
2
lg
2

058,0
/
0
Hg
HgHg
EEchithi
4
E
Đo
= E
chỉ thị
- E
chuẩn
Tính [Hg
2+
]
Nếu ngay từ đầu ta thêm một lượng chính xác HgY
2-
vào dung dịch. Ta có cân bằng:
HgY
2-
= Hg
2+
+ Y
4-
[ ]
[ ][ ]
−+
−
=

−
42
2
2
YHg
HgY
HgY
β
= 10
21,8
(2)
Khi thêm dung dịch chuẩn Y vào ta có Y sẽ tham gia vào cả hai cân bằng (1) và (2)
Ta có : [Hg
2+
] =
[ ]
[ ]
[ ] [ ]
[ ]
MY
MY
M
HgY
HgY
YHgY
HgY
β
ββ
.
2

4
2
−
−
−
=
=
[ ] [ ]
[ ]
MY
M
MY
HgY
HgY
.
2
β
β
−
Thay vào biểu thức tính E
chi thi
ta có :
lg
2
058,0
/
0
2
+=
+

HgHg
EEchithi
[ ] [ ]
[ ]
MY
M
MY
HgY
HgY
.
2
β
β
−
Nếu nồng độ HgY
2_
đủ lớn thì có thể xem [HgY
2-
] không đổi
Ta có
lg
2
058,0
+= AEchithi
[ ]
[ ]
MY
M
có dạng phương trình Nerst
Ta thấy E

chi thi
phụ thuộc vào [M] và [MY]
Dạng đồ thị thu được khi chuẩn độ :
5
Ta xét một ví dụ khác : Ag
+
+ 2CN
-
= Ag(CN)
2
-

Hằng số không bền của phức:
21
10
]
2
)([
.
2
]][[
−
=
−
+
=
CNAg
CNAg
Kkb
Ta dùng công thức này để tính nồng độ của bạc và thế của cực bạc trong quá trình

chuẩn độ. Giả sử thêm 0,5ml dung dịch AgNO
3
1N vào 100ml dung dịch KCN
0,1N. Ở đây việc tạo phức, nồng độ ion CN
-
giảm tới khi [CN
-
] = 0,09N còn nồng độ
ion phức mới tạo thành sẽ bằng [Ag(CN)
-
2
] = 0,005N . Từ đây ta có :
[Ag
+
]= 10
-21
.
22
10.2,6
2
)09.0(
005,0
−
=
E
chi thi
= 0,8 + 0,058lg
v433,0
22
10.2,6 −=

−
Khi thêm 2,5ml Ag
+

Ta có : [Ag
+
]= 10
-21
.
20
10.
2
)05.0(
025,0
−
=
E
chi thi
= 0,8 + 0,058lg
v360,0
20
10. −=
−
Khi thêm 4,5ml Ag
+

Ta có : [Ag
+
]= 10
-21

.
19
10.46,4
2
)01.0(
045,0
−
=
E
chi thi
= 0,8 + 0,058lg
v265,0
19
10.46,4 −=
−
Khi thêm 4,95ml Ag
+

Ta có : [Ag
+
]= 10
-21
.
17
9610,4.
2
)001.0(
0495,0
−
=

E
chi thi
= 0,8 + 0,058lg
v145,0
17
10.96,4 −=
−
Tại điểm tương đương nồng độ ion bạc được tính như sau :
Từ phương trình tạo phức trên ta thấy tại điểm tương đương nồng độ Ag
+
và CN
-
có
mối quan hệ là : 2[Ag
+
]= [CN
-
]
Thay vào K
kb
ta có
21
10
)05,0(
.
2
])[2]([
−
=
++

=
AgAg
Kkb
liongAg /
8
10.32,2
4
05,0.10
][
3
21
−
==+
−
6
Thế tương đương :
E
chi thi
= 0,08 + 0,058lg2,32.10
-8
= 0,415V
Nếu tiếp tục thêm Ag
+
thì lúc này có phản ứng tạo kết tủa :
Ag(CN)
-
2

+ Ag
+

= 2AgCN
Lúc này thế của dung dịch không đổi cho đến khi kết Tủa tạo thành hết có nghĩa là
kết tủa AgCN là hoàn toàn. Nếu tiếp tục thêm Ag
+
thì thế tiếp tục tăng do nồng độ
ion Ag
+
tự

do trong dung dịch tăng.
E
chi thi
= 0,8 + 0,058lg
][
+
Ag
Có thể mô tả đồ thị chuẩn độ như sau :
1.3 Phương pháp oxy hóa khử:
Xét quá trình chuẩn độ 50ml Fe
3+
0,1N bằng dung dịch Sn
2+
0,1N ta có phương
trình chuẩn độ như sau :
2Fe
3+
+ Sn
2+
Fe
2+

+ Sn
4+
7
Điểm
tương
DD Fe
3+
ddSn
4+
Thế tiêu chuẩn của các điện cực như sau :
E
0
Fe3+/Fe2+
= 0,77v , E
0
Sn4+/Sn2+
= 0,15v
Nếu nhúng một điện cực Pt vào dung dịch và tiến hành khảo sát sự biến thiến thế
trong dung dịch. Ta thấy thế biến thiên của dung dịch có thể tính :
+ Khi quá trình chuẩn độ được một nửa có nghĩa là thêm được 25ml Sn
2+
lúc này
nồng độ Fe
3+
còn lại là 0,05N và nồng độ Fe
2+
cũng tạo được là 0,05N
E = 0,77 + 0,058lg
]
2

[
]
3
[
+
+
Fe
Fe
= 0,77 + 0,058lg
]05,0[
]05,0[
E = 0,77V
+Khi chuẩn được 90% tức là tương đương với 45ml Sn
2+
. Lúc này nồng độ Fe
3+
còn
lại là 10% tương đương với 0,01N. Nồng độ Fe
2+
tạo thành là 0,09N
E = 0,77 + 0,058lg
]09,0[
]01,0[
= 0,715v
+Khi chuẩn được 99% tức là tương đương với 49,5ml Sn
2+
. Lúc này nồng độ Fe
3+
còn lại là 1% tương đương với 0,001N. Nồng độ Fe
2+

tạo thành là 0,099N
E = 0,77 + 0,058lg
]099,0[
]001,0[
= 0,654v
Tại điểm tương đương thế được tính như sau :
v
snEFeE
Etd 35,0
3
15,0.277,0
12
0
2
0
=
+
=
+
−
=
Sau điểm tương đương nếu tiếp tục thêm Sn
2+
thì thế dung dịch lúc này phụ thuộc
vào nồng độ Sn
4+
và nồng độ Sn
2+
còn nồng độ Fe
3+

và Fe
2+
không thay đổi. Nồng độ
Sn
4+
lúc này là 0,05N
8
Khi thêm dư 0,1ml Sn
2+
0,1N thì nồng độ [Sn
2+
] = 10
-4
(
0001,0
100
1.0
.1,0 =
)
E = 0,15 +
2
059,0
lg
]
2
[
]
4
[
+

+
Sn
Sn
= 0,15+
2
059,0
lg
]0001,0[
]05,0[
=0,24v
Tương tự khi dư 1ml Sn
2+
0,1N thì nồng độ [Sn
2+
] = 10
-3
E = ,15+
2
059,0
lg
]001,0[
]05,0[
= 0,21v
Nếu tính bước nhảy thế bắt đầu từ thời điểm thiếu 1% và dư 1% so với quá trình
chuẩn độ ta có : bước nhảy thế = 0,654 – 0,21= 0,444v
1.4 Phương pháp trung hòa:
Phản ứng xảy ra trong quá trình chuẩn độ này là phản ứng giữa axit và bazơ. Ở đây
trong quá trình chuẩn độ [H
+
] sẽ biến thiên vì thực chất của quá trình chuẩn độ là H

+
+ OH
-
= H
2
O
Nên điện cực dùng đo thế quá trình phải liên quan tới nồng độ [H
+
] ví dụ như điện
cực Hydro, điện cực thuỷ tinh, điện cực quihyron.
Đường cong chuẩn độ trong chuẩn độ trung hòa có tính đối xứng qua điểm tương
đương và bước nhảy thế phụ thuộc vào :
+ Hằng số phân ly của axit, hằng số phân ly của axit càng lớn thì bước nhảy càng
dài.
+ Nồng độ axit, bazơ tham gia vào quá trình chuẩn độ càng lớn thì bước nhảy càng
dài.
1.5 Chuẩn độ hỗn hợp ion:
Đây là phương pháp rất hữu dụng , có thể đồng thời xác định các ion khác nhau
trong cùng một dung dịch do khả năng tạo phức bền của chúng với thuốc thử là khác
nhau , do tích số tan của chúng với kết tủa là khác nhau hay do thế oxy hóa khử của
chúng khác nhau. Nên khi phản ứng với thuốc thử phản ứng xảy ra có tính chất tuần
tự cho từng ion. Vì vậy mà ta có thể định lượng từng ion một trong hổn hợp nhiều
ion.
Ví dụ: trong dung dịch có đồng thời 2 ion Cl
-
và I
-
thì ta có thể xác định đồng thời cả
9
hai ion đó mà không cần tách chúng ra, bằng cách cho tác dụng với thuốc thử Ag

+
.
Vì T
AgI
= 10
-16
< T
AgCl
= 10
-10
nên phản ứng xãy ra tuần tự như sau:
Ag
+
+ I
-
= AgI
Sau đó: Ag
+
+ Cl
-
= AgCl
Khi AgCl bắt đầu kết tủa cùng với AgI thì [Ag
+
] trong dung dịch là :
[Ag
+
]= 10
-16
/[I
-

] = 10
-10
/[Cl
-
] suy ra : [I
-
]/[Cl
-
]= 10
-6
. Chứng tỏ khi bắt đầu quá trình
chuẩn độ Cl
-
thì I
-
đã chuẩn độ hoàn toàn.
I. Các yêu cầu đối với các phản ứng trong chuẩn độ điện thế
1.Các phản ứng ion phải xảy ra đủ nhanh. Khi tốc độ phản ứng chậm cần phải có
biện pháp thúc đẩy phản ứng như : dùng xúc tác, tăng nhiệt độ.
2.Các phản ứng cần xảy ra một cách hợp thức. Trong trường hợp các chất có thành
phần phức tạp và không xác định thì không dùng phản ứng đó hay phải thay đổi điều
kiện để có thành phần xác định.
3.Phản ứng cần phải xảy ra theo một chiều xác định. Trong quá trình oxy hóa khử
thường có các phản ứng phụ xảy ra nên ta thường tiến hành chuẩn độ trong những
điều kiện không có các phản ứng phụ đó .
4.Phản ứng cần phải xảy ra nhanh, xảy ra hoàn toàn . Để cho phản ứng xảy ra hoàn
toàn thì phải chọn kết tủa có T là nhỏ nhất, hằng số bền của phức là cao nhất hay
hiệu thế oxy hóa khử chuẩn của các chất là lớn nhất.
5.Đối với phản ứng chuẩn độ cần phải chọn được điện cực chỉ thị đặc trưng. Đây là
điều kiện phần nào hạn chế phạm vi ứng dụng của phương pháp vì không phải phản

ứng nào cũng tìm được cực chỉ thị .
2 Các phương pháp đo thế của dung dịch:
2.1 Phương pháp chuẩn độ tới điểm không:
Phương pháp chuẩn độ tới điểm 0 là phương pháp phổ biến nhất trong các phương
pháp chuẩn độ không bổ chính. Bản chất của phương pháp là khi thêm từ từ dung
dịch chuẩn vào và khuấy đều có thể nhận thấy rằng càng gần điểm tương đương độ
lệch của kim điện kế càng giảm dần và cuối cùng khi dư một gịot dung dịch chuẩn
10
kim điện kế lệch theo hướng ngược lại.
1. Điện trơ, 2. Công tắc, 3. Ac quy, 4. Điện kế, 5. Điện cực calomen, 6. Bình chuẩn
độ, 7. Điện cực Pt
Ưu điểm của phương pháp này là các thiềt bị đơn giản và việc tiến hành nhanh.
Thiếu sót của phương pháp là thế của cực chỉ thị và quá trình biến thiên thế phụ
thuộc vào các chất điện ly lạ có trong dung dịch.
2.2 Phương pháp chuẩn độ với hai cực kim loại
Phương pháp chuẩn độ với hai cực kim loại dựa trên tính trơ của cực làm bằng các
kim loại trơ như Pt. Pd, W… đối với sự thay đổi thành phần ở điểm tương đương.
Những cực này có thể xem như những điện cực so sánh .
11
1. Bình chuẩn độ, 2. Điện kế, 3. Ắc quy, 4. Công tắc, 5. Điện trở, 6. Điện cực
Wonfram, 7. Cánh khuấy, 8. Điện cực Platin
Khi chuẩn độ theo sơ đồ trên việc thêm một giọt thuốc thử cuối cùng ở điểm tương
đương gây ra sự sai lệch bất thường của kim điện kế. Phương pháp chuẩn độ với hai
điện cực kim loại tiện dụng cho tất cả các loại chuẩn độ điện thế. Phương pháp này
cho phép tiến hành phân tích nhanh, thiết bị để chuẩn độ đơn giản. Nhược điểm của
phương pháp là không có dấu hiệu chứng tỏ sắp tới điểm tương đương.

12
XÁC ĐỊNH NACL TRONG THỰC PHẨM BẰNG CHUẨN ĐỘ ĐIỆN
THẾ:

I. Nguyên tắc và phạm vi ứng dụng:
Sản phẩm được hòa tan trong nước và được axit hóa, clorua hòa tan được chuẩn độ
bằng chỉ thị điện thế với dung dịch chuẩn AgNO
3.
Để thuận tiện trong việc tính kết
quả, khối lượng hoặc thể tích và nồng độ mol được quy định sao cho 1 ml AgNO
3
=
0,1 % NaCl. Nếu không có sẵn cân để cân nhanh khối lượng quy định thì có thể sử
dụng khối lượng mẫu thử và dung dịch AgNO
3
nồng độ mol thích hợp. Phương pháp
xác định hàm lượng natri clorua (NaCl) lớn hơn hoặc bằng 0,03 %, bằng phương
pháp chuẩn độ điện thế.
II. Chuẩn bị:
1.1. Chuẩn bị mẫu thử:
1.1.1. Các sản phẩm dạng dung dịch trong có độ sánh thấp:
Nước ép quả, nước xúp trong, rượu vang, v.v…: được sử dụng trực tiếp làm mẫu
thử.
1.1.2. Các sản phẩm dạng vụn:
Nước ép cà chua, nước sốt cà chua, rau nghiền v.v…: Lắc kỹ hộp chưa mở để trộn
đều mọi chất lắng. Chuyển toàn bộ lượng chứa sang bình thủy tinh hoặc bát sứ lớn
và trộn kỹ, khuấy liên tục hơn 1 min. Sau đó chuyển hết sang bình thủy tinh có nắp
đậy, lắc hoặc khuấy kỹ mỗi lần trước khi lấy các phần mẫu thử để phân tích.
1.1.3. Sản phẩm không đồng nhất (cá, thịt v.v…), có độ ẩm thấp (sản phẩm ngũ
cốc v.v…) và khó phân tán, các thực phẩm đồng nhất (phomat, bơ lạc v.v…):
Cân 50,0 g mẫu thử, cho vào bình 1000 ml (4.5) của máy nghiền tốc độ cao và
thêm 450 g nước. Đậy nắp, bật máy nghiền ở tốc độ thấp bằng cách dùng biến áp
biến đổi được để phân tán sơ bộ và nghiền kỹ với tốc độ cao (thường 1 min đến 2
min là đủ). Dùng pipet 50 ml đã tháo bỏ đầu tip để chuyển một lượng tương đương

với 5 g mẫu thử (tương đương với 50,0 gam hỗn hợp sau khi nghiền). Trộn kỹ huyền
phù của mẫu thử ngay trước khi dùng pipet để lấy phần mẫu thử để phân tích, sao
cho phần chất rắn được phân tán đều.
1.1.4. Các thực phẩm ở dạng khác:
Chuẩn bị mẫu thử theo 1.1.1, 1.1.2, 1.1.3 hoặc bằng phương pháp thích hợp khác.
13
Để bảo quản các mẫu thử hoặc các huyền phù mẫu thử dùng cho phân tích sau này,
thêm 0,5 ml dung dịch HCHO khoảng 37 % cho 100 g mẫu thử hoặc huyền phù mẫu
thử, trộn kỹ và bảo quản ở nhiệt độ phòng. Chúng ta chỉnh độ pha loãng bởi dung
dịch HCHO bằng cách nhân % NaCl với 1,005.
2. Thuốc thử:
2.1. Axit nitric loãng, pha loãng 20 ml HNO
3
bằng nước đến 1000 ml.
2.2. Dung dịch chuẩn bạc nitrat: 0,0856 M.
Hòa tan 14,541 g AgNO
3
trong nước và pha loãng bằng nước đến vạch 1000 ml
đựng trong bình định mức (4.5). Chuẩn hóa lại theo điều 5 và chỉnh đến nồng độ
mol chính xác quy định sao cho với lượng mẫu thử yêu cầu thì 1 ml = 0,1 % NaCl.
Bảo quản dung dịch trong bình Pyrex, tránh ánh nắng trực tiếp. Dung dịch này ổn
định trong điều kiện ánh sáng của phòng.
2.3. Dung dịch chuẩn natri clorua: (0,0856 M)
Hòa tan 5,000 g NaCl đã được sấy trước 2 h ở 110
o
C vào nước (ở đây nếu hàm
lượng NaCl < 100,0 % thì chia 5,000 g cho % NaCl/100 để thu được khối lượng
chính xác) và pha loãng đến 1000 ml trong bình định mức (4.5).
2.4. Nước:
Nước cất hoặc đã loại ion, không chứa nhóm halogen, được kiểm tra theo cách sau:

Cho 1 ml dung dịch AgNO
3
0,1 M và 5 ml HNO
3
(1 + 4) vào nước và thêm nước
đến 100 ml. Dung dịch chỉ được phép hơi đục.
3. Thiết bị, dụng cụ:
3.1. Cân: có thể cân được trên 200 g và đọc được đến ≤ 0,01 g.
3.2. Điện cực:
Điện cực tổ hợp thanh Ag hoặc các điện cực chỉ thị Ag và điện cực so sánh thủy
tinh. Trước khi bắt đầu và sau mỗi ngày sử dụng, làm sạch đầu tip điện cực thanh
Ag, nếu cần, dùng bột làm sạch hoặc vật liệu thích hợp khác và tráng rửa kỹ bằng
nước (đối với một số mẫu phòng thử nghiệm có thể phải dùng nước nóng để rửa).
Làm sạch các điện cực khác theo khuyến cáo của nhà sản xuất. Làm sạch lại nếu
cần, để tránh trôi số đọc cuối. Đối với một số mẫu thử, tráng rửa định kỳ các điện
cực bằng nước và lau khô bằng giấy thấm để tránh tích tụ thành màng trên điện cực.
Không cần thiết phải phủ các điện cực thanh Ag bằng AgCl.
3.3. Máy khuấy từ:
Máy khuấy từ được vận hành qua máy biến áp cho phép ổn định dải tốc độ đã cài
đặt.
3.4. Máy đo pH:
Tốt nhất là loại có thể đọc trực tiếp, có các thang chia độ nhỏ hơn hoặc bằng 10 mV
và có dải đo ít nhất là ± 700 mV, ví dụ như loại kỹ thuật số.
3.5. Bình định mức: dung tích 100 ml và 1000 ml.
14
3.6. Cốc có mỏ: dung tích 250 ml.
4. Chuẩn hóa:
Dùng pipet lấy 25 ml dung dịch chuẩn hóa NaCl cho vào cốc có mỏ 250 ml (4.6),
pha loãng bằng nước đến khoảng 50 ml và bổ sung 50 ml dung dịch HNO
3

(1 + 49).
Đặt các điện cực vào, bật máy khuấy từ (4.3) và liên tục khuấy mạnh với tốc độ ổn
định trong quá trình chuẩn độ mà không làm bắn dung dịch ra ngoài. Chuẩn độ bằng
dung dịch chuẩn AgNO
3
và điều chỉnh sự tăng tốc độ thay đổi điện áp (bằng cách
thay đổi tốc độ thêm thuốc thử) sao cho thu được đồ thị chính xác của mV dựa theo
ml dung dịch AgNO
3
. Bổ sung tất cả 50 ml dung dịch AgNO
3
để có được đường
cong hoàn chỉnh.
Xác định điểm uốn bằng cách vẽ 2 đường thẳng có độ dốc 45
0
với các trục và tiếp
tuyến với đường chuẩn độ tại 2 điểm có độ cong lớn nhất. Điểm uốn là điểm giao
giữa đường chuẩn độ với đường vẽ song song và ở giữa 2 đường tiếp tuyến nói trên.
Từ thể tích dung dịch AgNO
3
đã sử dụng, tính nồng độ mol và hiệu chỉnh đến
0,0856 M. Thỉnh thoảng chuẩn hóa lại. Dùng điểm uốn là điểm kết thúc chuẩn độ
mẫu thử. Thỉnh thoảng kiểm tra lại điện thế cuối và khi thay điện cực đơn lẻ hoặc
điện cực tổ hợp, hoặc máy đo pH thì xác định lại bằng cách chuẩn bị đường chuẩn
độ mới.
Để có độ chính xác lớn nhất, khi thực hiện một dãy các phép xác định trên cùng một
loại thực phẩm, thì tiến hành xác định và sử dụng điểm kết thúc từ đường chuẩn độ
của loại thực phẩm đó hơn là sử dụng điểm kết thúc thu được bằng dung dịch chuẩn
NaCl.
5.2. Phương pháp xác định:

5.2.1. Đối với các sản phẩm chứa ít hơn 5 % natri clorua:
Cho 5,00 g (hoặc 5,00 ml nếu nồng độ được tính theo khối lượng trên thể tích) mẫu
thử đã chuẩn bị trong 1.1.1 hoặc 1.1.2, hoặc 50,0 g trong 1.1.3 cho vào cốc có mỏ
250 ml. Thêm nước đến khoảng 50 ml nếu sử dụng mẫu thử đã chuẩn bị trong 1.1.1
hoặc 1.1.2 (để làm tan chảy chất béo của mẫu như bơ thì dùng nước sôi). Thêm 50
ml HNO
3
(1 + 49). Chuẩn độ như trên, sử dụng buret 10 ml nếu hàm lượng natri
clorua nhỏ hơn hoặc bằng 1 %.
% NaCl = ml AgNO
3
nồng độ 0,0856 M/10
Khi nồng độ AgNO
3
khác với 0,0856 M thì tính như sau
% NaCl = ml AgNO
3
x C/0,0856/10
Trong đó C là nồng độ mol của dung dịch AgNO
3
đã dùng để chuẩn độ
5.2.2. Đối với các sản phẩm chứa bằng hoặc lớn hơn 5 % natri clorua:
Cho 5,00 g (hoặc 5,00 ml nếu nồng độ được tính theo khối lượng trên thể tích) mẫu
thử đã chuẩn bị trong 1.1.1 hoặc 1.1.2, cho vào bình định mức 100 ml và pha loãng
bằng nước đến vạch. Trộn đều và chuyển dịch lỏng chứa từ 50 mg đến 250 mg NaCl
cho vào cốc có mỏ 250 ml . Nếu mẫu thử được chuẩn bị theo 1.1.3 thì chuyển phần
dịch lỏng đã cân chứa từ 50 mg đến 250 mg NaCl sang cốc có mỏ 250 ml. Chuẩn độ
theo như trên, bắt đầu từ đoạn “…pha loãng bằng nước đến khoảng 50 ml”.
15
% NaCl = F x ml AgNO

3
nồng độ 0,0856 M/10
Trong đó F là hệ số pha loãng = 100/ml phần dịch lỏng đã chuẩn độ nếu mẫu thử đã
chuẩn bị trong 6.1.1 hoặc 6.1.2, hoặc 50/g mẫu thử được chuẩn bị theo 6.1.3.
Khi nồng độ AgNO
3
khác với 0,0856 M thì tính như sau:
% NaCl = F x ml AgNO
3
x C/0,0856 / 10
Trong đó C là nồng độ mol của dung dịch AgNO
3
đã dùng để chuẩn độ.
5.2.3. Trường hợp chung:
Cân chính xác phần mẫu thử đã nêu (cân dưới 5 g mẫu nếu hàm lượng NaCl bằng
hoặc lớn hơn 5 %, pha loãng đến 100 ml). Sử dụng dung dịch AgNO
3
khoảng 0,1 M,
đã được chuẩn hóa chính xác như trên, không điều chỉnh nồng độ mol và chuẩn độ
như trên
% NaCl = ml AgNO
3
x M AgNO
3
x 0,05844 x 100/g mẫu thử
Trong đó M là nồng độ mol của dung dịch chuẩn AgNO
3
đã dùng.
Nếu mẫu thử đã chuẩn độ quá thì thêm chính xác một thể tích dung dịch chuẩn NaCl
và hoàn thành chuẩn độ. Điều chỉnh thể tích dung dịch AgNO

3
theo thể tích dung
dịch chuẩn NaCl đã thêm vào.
16
17