Xây dựng quy trình phân tích hàm lượng một số ion, ứng dụng trong phân tích thực tế bằng phương pháp chuẩn độ thể tích (KL07401)

TRƯỜNG ĐẠI HỌC SƯ PHẠM HÀ NỘI 2
KHOA HÓA HỌC
------------------------

BÙI THỊ THOA

XÂY DỰNG QUY TRÌNH PHÂN TÍCH
HÀM LƯỢNG MỘT SỐ ION, ỨNG DỤNG
TRONG PHÂN TÍCH THỰC TẾ BẰNG
PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ THỂ TÍCH

KHÓA LUẬN TỐT NGHIỆP ĐẠI HỌC
Chuyên ngành: Hóa học phân tích
Người hướng dẫn khoa học
ThS. VŨ THỊ KIM THOA

HÀ NỘI - 2015


Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học

LỜI CẢM ƠN
Để hoàn thành khóa luận này em xin bày tỏ lòng cảm ơn sâu sắc tới cô
giáo – ThS. Vũ Thị Kim Thoa, đã tận tình chỉ bảo giúp đỡ em trong suốt
quá trình em thực hiện đề tài này.
Em cũng xin chân thành cảm ơn các thầy cô giáo trong khoa Hóa, các
cô chú quản lí thư viện trường Đại Học Sư Phạm Hà Nội 2 đã tạo điều kiện
thuận lợi để em hoàn thành đề tài.
Vì thời gian có hạn nên chắc chắn đề tài của em còn nhiều thiếu sót

kính mong sự đóng góp của các thầy cô và các bạn.
Em xin chân thành cảm ơn.
Hà Nội, ngày 08 tháng 05 năm 2015
Sinh viên
Bùi Thị Thoa

SV: Bùi Thị Thoa

Lớp K37B Hóa


Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học
MỤC LỤC

MỞ ĐẦU ........................................................................................................... 1
1. Lí do chon đề tài......................................................................................... 1
2. Mục đích nghiên cứu.................................................................................. 2
3. Nhiệm vụ nghiên cứu ................................................................................. 2
4. Đối tượng nghiên cứu ................................................................................ 3
5. Phương pháp nghiên cứu ........................................................................... 3
CHƯƠNG 1: TỔNG QUAN ............................................................................. 4
1.1. Phương pháp phân tích thể tích............................................................... 4
1.2. Chuẩn độ axit - bazơ ............................................................................... 5
1.2.1.Chất chỉ thị......................................................................................... 6
1.2.2. Các loại chỉ thị axit – bazơ ............................................................... 7
1.2.3. Các trường hợp trong chuẩn độ axit – bazơ..................................... 7
1.3. Chuẩn độ oxi hóa - khử ........................................................................... 7
1.3.1. Phương pháp pemanganat ................................................................ 8

1.3.2.Phương pháp dicromat ...................................................................... 8
1.3.3. Phương pháp iot ............................................................................... 9
1.4. Chuẩn độ tạo phức ................................................................................ 10
1.4.1. Thuốc thử ....................................................................................... 10
1.4.2. Sự tạo phức của EDTA với các ion kim loại.................................. 11
1.5. Chuẩn độ kết tủa ................................................................................... 12
1.5.1. Phương pháp Mohr: dùng chỉ thị K2CrO4 ...................................... 12
1.5.2. Phương pháp Volhard..................................................................... 13
1.5.3. Phương pháp Fajans....................................................................... 14
1.6. Các phương pháp nâng cao độ chọn lọc của phép xác định ................ 15
1.6.1. Phương pháp che ............................................................................ 15

SV: Bùi Thị Thoa

Lớp K37B Hóa


Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học

1.6.2. Phương pháp giải che ..................................................................... 18
CHƯƠNG 2. ĐỐI TƯỢNG NGHIÊN CỨU VÀ KẾT QUẢ......................... 19
2.1. Xây dựng một số quy trình phân tích hàm lượng một số ion, ứng dụng
trong phân tích thực tế bằng phương pháp chuẩn độ thể tích. ..................... 19
2.2. Kết quả .................................................................................................. 50
KẾT LUẬN ..................................................................................................... 53
TÀI LIỆU THAM KHẢO ............................................................................... 54

SV: Bùi Thị Thoa

Lớp K37B Hóa


Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học

MỞ ĐẦU
1. Lí do chon đề tài
Hóa học phân tích là ngành khoa học ứng dụng tổng hợp các thành tựu
của các ngành khoa học khác có liên quan như: hóa học, vật lý, toán học – tin
học, sinh học - môi trường, vũ trụ , hải dương học, địa chất, địa lý, … Đặc
biệt, nó đóng vai trò hết sức quan trọng trong việc kiểm tra sản xuất trong
công nghiệp hóa chất. Nhờ việc phân tích thường xuyên hàm lượng cấu tử
trong các nguyên liệu, các bán thành phẩm, cũng như kiểm tra chất lượng các
sản phẩm mà người ta có thể điều chỉnh kịp thời các quy trình công nghệ và
tránh được lãng phí có khi rất lớn trong các nhà máy, xí nghiệp. Phân tích
định lượng đóng vai trò hết sức quan trọng trong điều tra cơ bản tài nguyên
(phân tích quặng, đất, nước,…) phục vụ cho các mục đích kinh tế và quốc
phòng. Do sự liên quan mật thiết giữa phân tích định lượng với sản xuất như
vậy, nên cùng với sự phát triển của sản xuất, các phương pháp phân tích định
lượng không ngừng được hoàn thiện để phục vụ yêu cầu của sản xuất.
Đây là một ngành khoa học có sự tích hợp cao của nhiều ngành khoa
học tự nhiên mà mục đích cuối cùng của nó là đem lại lợi ích tối đa cho khoa
học, đời sống và sự phát triển của con người.
Trong những năm gần đây, các phương pháp phân tích hiện đại phát
triển rất mạnh mẽ. Ưu điểm của các phương pháp này là độ nhạy cao, tốc độ
phân tích nhanh, dùng rất phổ biến trong các phép phân tích vết cũng như
trong phân tích hàng loạt để kiểm tra sản xuất. Mặt khác, tâm lí của mọi

người làm phân tích vẫn thích đo đọc trên máy (ấn nút, bật, ngắt điện… để
đọc số liệu) hơn là chỉ đơn thuần lắc, đổ, đun nóng, quan sát … Điều đó càng
thúc đẩy sự mở rộng phạm vi ứng dụng của các phương pháp hiện đại. Tuy
nhiên, các phương pháp hóa học vẫn đóng vai trò quan trọng và cần thiết
trong phân tích hiện đại. Đối với nhiều nguyên tố nếu hàm lượng không quá

SV: Bùi Thị Thoa

1

Lớp K37B Hóa


Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học

bé thì độ chính xác của bất kì phương pháp nào cũng không thể vượt quá độ
chính xác của phương pháp phân tích hóa học. Mặt khác, phương pháp này
cho kết quả trực tiếp( Ví dụ: sự xuất hiện kết tủa trắng AgCl của phép chuẩn
độ ion Cl- bằng ion Ag+, hay là khi chuẩn độ Ag+ dư bằng SCN-, chỉ thị Fe3+
ban đầu xuất hiện kết tủa trắng, tại điểm dừng chuẩn độ khi có dư SCN- thì
xuất hiện màu hồng của phức FeSCN2+…); các phương pháp hóa học chỉ đòi
hỏi các dụng cụ rẻ tiền, đơn giản, ở bất kì phòng thí nghiệm nào cũng có; rèn
luyện kĩ năng tiến hành thí nghiệm, một kĩ năng không thể thiếu với người
giáo viên giảng dạy bộ môn hóa học tại các trường phổ thông.
Hóa học phân tích thực chất là ngành phân tích đóng vai trò quan trọng
trong khoa học, kỹ thuật, trong nghiên cứu khoa học, điều tra cơ bản để phát
triển tiềm năng, khai thác tài nguyên khoáng sản, đánh giá chất lượng sản
phẩm. Xã hội ngày càng phát triển thì vấn đề ô nhiễm môi trường,sự nhiễm

độc thực phẩm, sự gia tăng của các dịch bệnh là điều không thể tránh khỏi.
Việc tìm hiểu và nghiên cứu trong suốt quá trình học trong trường là điều rất
cần thiết; sinh viên phải tự trau dồi kiến thức cũng như hình thành cho mình
những kĩ năng cơ bản, để sau này khi ra trường sinh viên có thể vận dụng các
kiến thức đã học vào giải quyết các vấn đề liên quan đến thực tế.
Trên cơ sở đó,em đã chọn đề tài:
“Xây dựng quy trình phân tích hàm lượng một số ion, ứng dụng
trong phân tích thực tế bằng phương pháp chuẩn độ thể tích”.
2. Mục đích nghiên cứu
Để xây dựng quy trình phân tích hàm lượng một số ion, ứng dụng trong
phân tích thực tế bằng các phương pháp chuẩn độ thể tích.
3. Nhiệm vụ nghiên cứu
- Xây dựng quy trình phân tích hàm lượng một số ion.
- Tìm mẫu thực tế có ion cần phân tích.

SV: Bùi Thị Thoa

2

Lớp K37B Hóa


Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học

- Xác định hàm lượng ion có trong mẫu bằng phương pháp chuẩn độ
thể tích.
4. Đối tượng nghiên cứu
Thiết kế các bài thí nghiệm định lượng các chất trong hỗn hợp bằng

phương pháp chuẩn độ thể tích.
5. Phương pháp nghiên cứu
- Phương pháp nghiên cứu tài liệu
- Phương pháp tiến hành thực nghiệm.

SV: Bùi Thị Thoa

3

Lớp K37B Hóa


Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học

CHƯƠNG 1: TỔNG QUAN
1.1. Phương pháp phân tích thể tích
Xét phản ứng hóa học:
aA + bB

cC + dD

Nếu cho B phản ứng vừa hết với VA (ml) dung dịch A, tại điểm tương
đương trong dung dịch không còn dư A hay B là CB (N) và thể tích chất B đã
dùng trong phản ứng là VB (ml):
VB .CB = VA .CA
=>CA = VB. CB / VA (N)
Quá trình thêm dần thuốc thử B vào dung dịch cần chuẩn được gọi là
quá trình chuẩn độ. Khi lượng chất B đã cho vào vừa đủ để phản ứng vừa hết

với toàn bộ chất A trong dung dịch thì ta nói rằng phép chuẩn độ đã đạt đến
điểm tương đương.
Điểm ngừng chuẩn độ (được coi gần đúng điểm tương đương) là điểm
tại đó, chất chỉ thị đổi màu (phương pháp hóa học). Trong thực tế, điểm dừng
chuẩn độ có thể không trùng với điểm tương đương và điều đó gây ra sai số
chuẩn độ. Sai số chuẩn độ thường do 2 yếu tố:
- Do sử dụng chỉ thị không thích hợp ( sai số chỉ thị )
- Do kĩ thuật chuẩn độ: sử dụng pipet, buret không đúng, giọt dung
dịch ở buret ra quá lớn,…
Tính toán kết quả phân tích thể tích
Trong chuẩn độ trưc tiếp người ta dùng pipet lấy chính xác VB ml dung
dịch cần chuẩn B, thêm dung dịch chuẩn A có nồng độ CA mol/l (đã được biết
chính xác) từ buret vào dung dịch Bcho đến khi phản ứng xảy ra hoàn toàn.
Ghi thể tích VA ml trên buret và tính nồng độ dung dịch B.

SV: Bùi Thị Thoa

4

Lớp K37B Hóa


Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học

Tính theo định luật hợp thức: Khi phản ứng giữa chất A và chất B đạt
tới mức độ hoàn toàn ( không còn dư cấu tử phản ứng), thì tọa độ phản ứng
đối với mỗi chất đạt tới trạng thái cực đại, và các tọa độ cực đại này phải bằng
nhau và chung cho mọi chất phản ứng. Tọa độ cực đại bằng số mol ban đầu

chia cho hệ số hợp phức của mỗi chất.
Chẳng hạn, đối với phản ứng :
vAA +

vAB

tổng số mol ban đầu,n0 CAVA

vCC + vDD

(1)

CBVB (mmol)

(trước phản ứng)
Tọa độ phản ứng cực đại,
Định luật hợp thức :
=> CB = =

.

=
mmol/l

(2)

Tính theo quy tắc đương lượng: Đối với phản ứng (1), giả sử
ĐA =

và ĐB =

(Klmol = khối lượng mol)

- Đổi nồng độ mol của các chất sang nồng độ đương lượng
CN(A) = nACM (A)
CN(B) = nBCM (B)
Áp dụng quy tắc đương lượng
Số mđ = CN (A). VA = CN (B). VB
 CM (B) =

=

.

mmol/ml (3)

Hệ thức (2) và (3) là đồng nhất nếunB = vA và nA = vB
1.2.Chuẩn độ axit - bazơ
Chuẩn độ axit – bazơ là việc xác định điểm cuối dựa trên sự biến đổi
pH đột ngột quan sát thấy ở gần điểm tương đương. Ở gần điểm tương đương,
nồng độ của các chất cần chuẩn và chất chuẩn quyết định khoảng biến đổi pH.

SV: Bùi Thị Thoa

5

Lớp K37B Hóa


Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học

Để lựa chọn chất chỉ thị thích hợp cho từng trường hợp chuẩn độ cần phải
nắm được quy luật biến đổi pH của dung dịch theo lượng chất chuẩn tiêu thụ
khi chuẩn độ. Đường phụ thuộc giữa hai đại lượng này được gọi là đường
chuẩn độ. Việc tính toán và xây dựng đường chuẩn độ cho phép lựa chọn hợp
lí chất chỉ thị và đánh giá được sai số chuẩn độ.
Trong đường chuẩn độ có sự xuất hiện của bước nhảy chuẩn độ, sự
xuất hiện này cho phép mở rộng phạm vi mở rộng chất chỉ thị và có khả năng
chuẩn độ chính xác. Thực tế, muốn chuẩn độ chính xác phải chọn được chất
chỉ thị thỏa mãn 2 yêu cầu:
- Có chỉ số chuẩn độ trùng hoặc rất gần với pH tại điểm tương đương
của phép chuẩn độ (pT

pHtđ ).

- Phải đổi màu đột ngột tại điểm kết thúc chuẩn độ.
Tuy vậy, do sự xuất hiện bước nhảy chuẩn độ mà ta không nhất thiết
phải chọn chất chỉ thị có pT = pHtđ mà có thể chọn bất kì chất chỉ thị nào có
chỉ thị chuẩn độ nằm trong bước nhảy chuẩn độ tương ứng với sai số cho
phép (q =

0,1 – 0,2%). Bước nhảy chuẩn độ phụ thuộc vào nồng độ của các

axit và kiềm dùng trong chuẩn độ. Nếu nồng độ axit và kiềm càng lớn thì
bước nhảy chuẩn độ càng lớn và ngược lại nếu nồng độ các axit và bazơ càng
bé thì bước nhảy chuẩn độ càng hẹp và phép chuẩn độ càng kém chính xác.
1.2.1.Chất chỉ thị
Những chỉ thị axit – bazơ là những axit hoặc bazơ yếu. Phản ứng phân

li hoặc liên hợp của chất chỉ thị kèm theo sự chuyển vị cấu tạo bên trong dẫn
tới sự biến đổi màu. Chúng ta đưa ra phản ứng điển hình của chỉ thị axit –
bazơ dưới dạng sau:
H2O + HIn → H3O+ + In(màu axit)

SV: Bùi Thị Thoa

hoặc

(màu kiềm)

6

In- + H2O → HIn + OH(màu kiềm)

(màu axit)

Lớp K37B Hóa


Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học

Trong các dung dịch axit mạnh, chỉ thị ở dạng HIn là dạng chiếm ưu
thế, tương ứng với "Màu axit". Trong các dung dịch kiềm, các hạt In- sẽ
chiếm ưu thế tương ứng với "Màu kiềm" của chất chỉ thị đó.
1.2.2. Các loại chỉ thị axit – bazơ
Những chỉ thị phtalein: Phần lớn những chỉ thị không màu trong dung
dịch axit và có màu trong môi trường kiềm. Trong môi trường kiềm mạnh,

màu của chúng bị mất chậm.
Các sunfonphtalein: Đặc trưng là có hai khoảng chuyển màu; một
khoảng quan sát thấy trong dung dịch khá axit, một khoảng khác trong môi
trường trung tính hoặc kiềm vừa phải. Khác với các chất màu phtalein, các chỉ
thị loại này có dạng kiềm màu đỏ rất bền trong môi trường kiềm mạnh.
Chỉ thị azo: Khi tăng độ kiềm của môi trường màu của phần lớn các
chỉ thị azo biến đổi từ màu đỏ sang vàng; điểm chuyển màu của chỉ thị
chuyển dịch một chút về vùng axit. Metyl da cam và metyl đỏ là những đại
diện phổ biến nhất của loại chỉ thị đó.
1.2.3. Các trường hợp trong chuẩn độ axit – bazơ
- Chuẩn độ bazơ mạnh bằng axit mạnh.
- Chuẩn độ axit mạnh bằng bazơ mạnh.
- Chuẩn độ đơn bazơ yếu bằng axit mạnh.
- Chuẩn độ đơn axit yếu bằng bazơ mạnh.
- Chuẩn độ hỗn hợp các đơn axit và đơn bazơ.
- Chuẩn độ các đa axit và đa bazơ.
1.3.Chuẩn độ oxi hóa - khử
Để mô tả quá trình xảy ra khi chuẩn độ ta dùng đường chuẩn độ để biểu
diễn sự phụ thuộc giữa thế với thể tích đã dùng (E – V) hoặc với tỉ số mol của
các chất tham gia phản ứng chuẩn độ (E – P).

SV: Bùi Thị Thoa

7

Lớp K37B Hóa


Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học

Khi cho thể tích xác định dung dịch chuẩn của chất oxi hóa hoặc khử
vào dung dịch cần chuẩn độ thì xảy ra phản ứng oxi hóa – khử. Phản ứng này
làm thay đổi nồng độ của các chất phản ứng sao cho khi cân bằng, thế oxi hóa
của hai cặp oxi hóa – khử bằng nhau tại mọi điểm của đường cong.
Căn cứ vào thuốc thử được dùng mà người ta phân loại phương pháp
chuẩn độ oxi hóa – khử

thành các phương pháp cụ thể: phương pháp

pemanganat, phương pháp đicromat, phương pháp iot,…
1.3.1.Phương pháp pemanganat
Pemanganat là chất oxi hóa mạnh. Trong dung dịch axit, ion MnO4-bị
khử thành ion Mn2+ không màu :
MnO4-+ 8H+ +5e

Mn2+ + 4 H2O

E0=1,51V

Trong dung dịch axit yếu, trung tính, bazơ, sản phẩm phản ứng khử
MnO4- là MnO2
MnO4-+ 2H2O +3e

MnO2+ 4 OH-

E0=0,588V

Trong dung dịch kiềm mạnh, ion MnO4- bị khử thành manganat MnO42:

MnO4-+ e

MnO42-

E0=0,564V

Nếu ion Permanganat được hòa tan trong dung dịch 1M axit percloric
và axit nitric 1M, thì điện thế lần lượt là 1,70 và 1,60V.
1.3.2.Phương pháp dicromat
Nguyên tắc:
Kali đicromatcó tính oxi hóa trong môi trường axit
Cr2O72- + 14H+ + 6e

2Cr3+ + 7H2O

E0 = 1,33V

Dung dịch chuẩn đicromat rất bền. Có thể axit hóa bằng axit sulfuric,
axit pecloric loãng. Có thể chuẩn độ bằng đicromat ở nhiệt độ thường khi có
mặt HCl đến nồng độ 3,5M. Ở nồng độ HCl đặc hơn và khi đun nóng thì có
clo bay ra.

SV: Bùi Thị Thoa

8

Lớp K37B Hóa


Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học

Khi chuẩn độ với đicromat có thể dùng các chất chỉ thị điphenylamin,
điphenylbenziđin, natri điphenylsunfonat.
Phương pháp này chủ yếu dùng để chuẩn độ Fe(II)
Cr2O72- + 14H+ + 6Fe2+ → 2Cr3+ + 6Fe3+ +7H2O
Phạm vi ứng dụng:
Phản ứng này có thể dùng chuẩn độ ngược chiều chất oxi hóa.
Có thể định lượng chất khử bằng phương pháp chuẩn độ thế hoặc
chuẩn độ ngược.
Cho chất khử phản ứng với mỗi Fe3+ dư và chuẩn độ Fe2+ tạo thành
Cr2O72-.
Nếu chất khử phản ứng chậm với Fe3+thì thêm K2Cr2O7 dư, lấy chính
xác, sau đó chuẩn độ ngược bằng dung dịch chuẩn Fe(II).
1.3.3. Phương pháp iot
Iot là chất oxi hóa yếu và iodua là chất khử yếu.
2I-

I2 (rắn) + 2e

E0 = 0,5345V

Vì vậy I2 có thể oxi hóa được các chất khử trung bình ( H2S, H2SO3,
Sn(II)…) và ion iođua có thể khử được các chất oxi hóa trung bình trở lên
(Fe3+, H2O2, Cr2O72-, MnO4-…)
Phương pháp này dựa trên cơ sở các quá trình oxi hóa - khử biến iot tự
do thành iođua và ngược lại:
I2 + I-

I3 -

và

I3- + 2e

3I-

Phạm vi ứng dụng:
Định lượng các chất khử hoặc các chất oxi hóa. Một trong các chất khử
được dùng để định lượng trong phương pháp này là Na2S2O3. Để chính xác
người ta dùng chỉ thị hồ tinh bột.
Cho các chất oxi hóa tác dụng với KI dư, sau đó chuẩn độ lượng Iot
giải phóng ra bằng Na2S2O3.

SV: Bùi Thị Thoa

9

Lớp K37B Hóa


Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học

Có thể thêm dư dung dịch chuẩn iot vào chất khử sau đó chuẩn độ KI
dư bằng dung dịch chuần Na2S2O3.
Phản ứng quan trọng là: I3- + 2S2O32-

S4O62- + 3I-

1.4. Chuẩn độ tạo phức
Hiện nay phương pháp chuẩn độ tạo phức phổ biến nhất là phương
pháp chuẩn độ complexon dựa trên việc sử dụng các axit aminopolicacboxylic
làm thuốc thử tạo phức để chuẩn độ các ion kim loại.
1.4.1. Thuốc thử
Phương pháp chuẩn độ dựa trên phản ứng tạo phức của các ion kim loại
với các nhóm axit aminopolicacboxylic được gọi là phương pháp chuẩn độ
complexon.

Các

complexon

là

những

dẫn

xuất

của

các

axit

aminopolicacboxylic

Complexon I : là axit nitriltriaxetic (NTA), kí hiệu: H3Y, còn gọi là
trilon A
CH2 - COOH

N

Complexon I tạo phức kém bền với

CH2 - COOH

ion kim loại nên ít dùng.

CH2 - COOH

Complexon II là axit etylen diamin tetraaxetic (EDTA), kí hiệu: H4Y,
ít tan trong nước.
CH2 - COOH

HOOC – H2C
N – CH2 – CH2 - N

CH2 - COOH

HOOC – H2C

Complexon III (trilon B): Muối đinatri của axit etylen điaminotetra
axetic (muối đinatri của EDTA), kí hiệu: Na2H2Y, trong phòng thí nghiệm
vẫn hay quen gọi là EDTA.

SV: Bùi Thị Thoa

10

Lớp K37B Hóa


Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học

Các complexon tạo phức bền với nhiều ion kim loại. Các phản ứng tạo
phức này thỏa mãn tất cả các điều kiện của phân tích thể tích. Do đó phương
pháp chuẩn độ complexon trở thành một trong những phương pháp phân tích
phổ biến nhất. EDTA là thuốc thử được sử dụng nhiều nhất, EDTA là một
axit có 4 nấc phân li: pK1 = 2,0 ; pK2 = 2,67 ; pK3 = 6,16 ; pK4 = 10,26. Hai
proton đầu tách ra khá dễ dàng, hai proton sau tách ra khó khăn hơn nhiều.
Ngoài 4 ion của nhóm cacboxylic, phân tử EDTA còn có 2 nguyên tử
nitơ, mỗi nguyên tử đều có đôi điện tử không phân chia (tự do), do đó có tiềm
năng tạo 6 liên kết ion kim loại.
EDTA được kí hiệu là H4Y có thể tồn tại ở 5 dạng sau : H4Y, H3Y-,
H2Y2-, HY3- và Y4-. H4Y và Na2H2Y.2H2O có thể điều chế được ở dạng tinh
khiết dùng làm dung dịch gốc. Muốn vậy phải sấy ở nhiệt độ 130 – 1350C để
làm mất nước.
Thành phần của EDTA như là một hàm số của pH. Trong dung dịch
nước EDTA tồn tại ở 5 dạng, lượng tương đối của dung dịch này phụ thuộc
vào pH.
1.4.2. Sự tạo phức của EDTA với các ion kim loại
Phản ứng tạo phức
Một trong các axit amino polycaboxilic được ứng dụng rộng rãi và sớm
nhất trong phân tích thể tích là axit etylen điamin tetraaxetic (EDTA).

Phản ứng giữa complexon III và ion kim loại Men+ như sau:
Me2+ + H2Y2- →MeY2- + 2H+
Me3++ H2Y2- →MeY- + 2H+
Me4+ +H2Y2-→MeY+ 2H+
EDTA tạo phức bền và tan trong nước với nhiều ion kim loại. Tất cả
các cation phản ứng với EDTA, trừ ion kim loại kiềm đều tạo thành các phức
đủ bền, đó là cơ sở cho các phương pháp chuẩn độ.

SV: Bùi Thị Thoa

11

Lớp K37B Hóa


Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học

Ảnh hưởng của pH:
Sự nghiên cứu cân bằng trong dung dịch chứa ion kim loại và EDTA
chỉ rõ mức độ tạo phức phụ thuộc vào pH của dung dịch. Khi chuẩn độ các
cation tạo phức kém bền ( ví dụ : Mg2+, Ca2+) phải chuẩn độ trong môi trường
kiềm. Ngược lại, để chuẩn độ những cation tạo phức bền hơn ( ví dụ : Zn2+,
Ni2+…), có thể thực hiện ngay trong cả môi trường axit vừa phải.
Phép chuẩn độ bằng dung dịch EDTA thường thực hiện trong các dung
dịch đệm với các giá trị pH thích hợp, cố định.
Chất chỉ thị:Các chất chỉ thị kim loại thuộc phổ biến, thường thuộc các
loại sau:
Các thuốc nhuộm triphenylmetan: Ví dụ pirocatesin tím, xilen da cam,

metalphtalein, thimolphtalexon…
Các thuốc nhuộm azo: Ví dụ Eriocomden T; 4 – (2- Piridinazo) –
Rezoxin (PAR) ; 1-(2 – piri đinazo)- 2 – naphtol(PAN) ;…
Các chất chỉ thị thuộc loại khác : ví dụ murexit, aliraxin…
1.5. Chuẩn độ kết tủa
Trong các phản ứng chuẩn độ kết tủa thì phép chuẩn độ đo bạc là
phương pháp quan trọng nhất, dựa trên việc định lượng clorua bằng dung dịch
chuẩn AgNO3. Tùy theo điều kiện thực nghiệm mà người ta sử dụng các
phương pháp chuẩn độ: phương pháp Mohr, phương pháp Volhard và phương
pháp Fajans
1.5.1. Phương pháp Mohr: dùng chỉ thị K2CrO4
Phương trình phản ứng chuẩn độ:

Cl- + Ag+ AgCl↓trắng
2Ag+ + CrO42- Ag2CrO4↓nâu gạch

Khi dư 1 giọt AgNO3 thì:

Vậy tại điểm cuối chuẩn độ sẽ xuất hiện màu nâu gạch, dạng huyền phù
của Ag2CrO4. Độ chính xác của phép chuẩn độ phụ thuộc vào pH của dung
dịch, khoảng pH thích hợp là từ 8,0 – 10,0. Nếu dung dịch có môi trường axit

SV: Bùi Thị Thoa

12

Lớp K37B Hóa


Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học

thì phải trung hòa bằng NaHCO3. Nếu trong dung dịch có ion NH4+ thì phải
chuẩn độ ở pH = 6,5 – 7,2 vì pH > 7,2 có sự hình thành rõ rệt NH3 làm tan
một phần kết tủa Ag2CrO4 và gây sai số.
Phương pháp này chủ yếu được dùng để chuẩn độ clorua mặc dù về
nguyên tắc có thể xác định chính xác bromua và clorua.
1.5.2. Phương pháp Volhard
Phương pháp Volhard dựa trên phép chuẩn độ ion Ag+ bằng SCN- dùng
Fe3+ làm chỉ thị:

Ag+ + SCN- AgSCN↓trắng

Tại điểm cuối chuẩn độ, khi có dư SCN- có sự xuất hiện màu đỏ của
ion phức FeSCN2+:

Fe3+ + SCN-

FeSCN2+

Phương pháp Volhard được dùng rộng rãi để chuẩn độ gián tiếp ion Cl-,
sau đó chuẩn độ Ag+ dư bằng SCN- dùng Fe3+ làm chỉ thị.
Tại điểm cuối chuẩn độ sẽ xuất hiện màu hồng của phức FeSCN2+ trên
nền của màu trắng của AgCl và AgSCN.
Ưu điểm của phương pháp là có thể thực hiện phép chuẩn độ trong môi
trường axit mạnh CH+ < 0,3M.
Tuy nhiên cần chú ý tới một số yếu tố có thể dẫn tới sai số:
- Khi chuẩn độ SCN- bằng AgNO3 cần lắc mạnh để tránh hiện tượng
hấp phụ Ag+ bởi kết tủa AgSCN dẫn tới sự xuất hiện màu FeSCN- trước điểm

tương đương.
- Khi chuẩn độ ion Cl- cần chú ý tới phản ứng phụ:
AgCl + SCN-

AgSCN + Cl-

Dẫn tới việc thêm quá dư mới đạt tới điểm tương đương. Muốn vậy
phải hạn chế sự tiếp xúc của kết tủa AgCl với dung dịch bằng cách lọc tách
kết tủa AgCl hoặc dùng dung môi hữu cơ thích hợp không trộn lẫn với nước
như nitrobenzen, vào hỗn hợp trước khi chuẩn độ Ag+ dư bằng SCN- nhằm
ngăn chặn tác dụng của AgCl với SCN-.

SV: Bùi Thị Thoa

13

Lớp K37B Hóa


Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học

- Khi chuẩn độ ion I- theo phương pháp Volhard thì phải cho AgNO3
dư trước khi thêm Fe3+làm chỉ thị vì nếu không thì Fe3+ sẽ oxi hóa ion iođua
2Fe3+ + 2I-

2Fe2+ + I2

- Việc chuẩn độ phải thực hiện trong môi trường axit để tránh sự tạo

phức hiđroxo của Fe3+. Nồng độ axit (thường dùng HNO3) không được bé
hơn 0,3M.
1.5.3. Phương pháp Fajans
Các chất chỉ thị thường dùng là fluoretxein và các dẫn xuất của nó:
điclofluoretxein,tetrabromfluoretxein(eozin),erythrosin( tetraiodofluoretxein).
Các chỉ thị hấp phụ là những axit yếu.
Trong dung dịch có cân bằng: HflX

H+ + Xfl-

Khi chuẩn độ NaCl bằng AgNO3 thì tại điểm cuối chuẩn độ có sự thay
đổi điện tích của kết tủa.
Trước điểm tương đương kết tủa tích điện âm do có dư Cl- :
AgCl, Cl- Na+
Sau điểm tương đương kết tủa tích điện dương do có dư Ag+:
AgCl, Ag+ NO3Trước điểm tương đương chất chỉ thị fluoretxein không bị hấp thụ vào
kết tủa, ngược lại sau điểm tương đương khi có dư Ag+ thì có cân bằng trao
đổi ion đối:
AgCl, Ag+ NO3- + fl- AgCl, Ag+ fl- + NO3 Như vậy một lớp tích điện dương được hình thành sẽ hút ion
điclofloretxein. Khi đó trên bề mặt kết tủa xuất hiện màu đỏ - hồng.
Độ chính xác của phép chuẩn độ với chất chỉ thị hấp phụ, phụ thuộc
vào các yếu tố sau:
Tính hấp phụ chọn lọc của chất chỉ thị: Trường hợp lí tưởng nhất là
chất chỉ thị phải đổi màu ngay sau điểm tương đương khi điện tích kết tủa vừa

SV: Bùi Thị Thoa

14

Lớp K37B Hóa

Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học

đổi dấu. Nhưng điều này còn tùy thuộc vào quan hệ giữa lực hấp phụ của
anion chất màu và anion lưới. Sự hấp phụ không chỉ phụ thuộc vào tương tác
tĩnh điện mà còn phụ thuộc vào tính chất phân cực của các chất , vì vậy anion
chất màu rất dễ hấp phụ chạy đua với anion lưới. Ví dụ: eozin có thể đẩy ion
Cl- và chiếm vị trí của ion tạo thế
AgCl, Cl- Na+ + flBr-

AgCl, flBr- Na+ + Cl-

Do đó sự đổi màu xảy ra trước điểm tương đương.
Ảnh hưởng của pH: Chất màu hấp phụ chủ yếu ở dạng anion, mà nồng
độ của nó phụ thuộc vào pH, vì vậy phải duy trì độ pH thích hợp.
Fluoretxein là axit rất yếu ( Ka = 10-7), do đó không thể chuẩn độ ở pH <
7, vì khi ấy chất chỉ thị chỉ tồn tại ở dạng không phân li và khả năng hấp phụ bị
hạn chế. Điclofluoetxein là axit mạnh hơn nên có thể chuẩn độ ở pH thấp.
Tính chất bề mặt của kết tủa: Sự hấp phụ phụ thuộc nhiều vào bề mặt
tướng rắn. Nếu kết tủa bị đông tụ khi chuẩn độ thì chất chỉ thị hấp phụ sẽ kém
tác dụng. Cần tránh sự có mặt của các ion kim loại đa hóa trị ( ví dụ: Al3+,
Fe3+ )có tác dụng làm đông tụ mạnh kết tủa. Để tránh đông tụ có thể cho vào
hỗn hợp chuẩn độ một chất keo bảo vệ, ví dụ khi chuẩn độ Cl- có thể cho
dextrin, gelatin. Không chuẩn độ các dung dịch đặc quá vì sự đông tụ sẽ xảy
ra dễ hơn.
1.6. Các phương pháp nâng cao độ chọn lọc của phép xác định
1.6.1. Phương pháp che

1.6.1.1. Che bằng phản ứng kết tủa
Phương pháp này người ta tách kim loại bị che ra khỏi dung dịch bằng
cách kết tủa, nhưng khác với phép tách, không cần lọc để tách trước khi chuẩn
độ. Nồng độ ion kim loại bị che bằng phản ứng kết tủa có thể được tính từ
tích số tan.

SV: Bùi Thị Thoa

15

Lớp K37B Hóa


Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học

Ví dụ: - Trong phép chuẩn độ Ca2+ khi có mặt Mg2+ trong dung dịch
kiềm mạnh, kết tủa Mg(OH)2 được tạo thành.
-Có thể che những kim loại khác bằng cách kết tủa hidroxit: sắt (III),
titan (IV), zirconi và thiếc (IV)
-Dùng ion F- để che ion Mg2+, Ca2+, Al3+, trong điều kiện đã biết cũng
có thể che Fe3+ bằng F-, …
Nhược điểm của phương pháp: có sự cộng kết một phần kim loại cần
xác định làm giảm độ chính xác của kết quả và là sự hấp phụ chất chỉ thị bởi
kết tủa làm cho sự chuyển màu của chất chỉ thị không rõ rệt. Kết tủa thường
gây khó khăn cho sự nhận biết sự đổi màu ngay cả trong trường hợp không
xảy ra sự hấp phụ chỉ thị.
1.6.1.2. Che bằng phản ứng tạo phức
Phần lớn các phương pháp che đều dựa trên sự tạo thành các phức bền,

tan. Khi đó chất che cần phải tạo phức lựa chọn sao cho kịm loại cần xác định
M liên kết vào phức càng yếu càng tốt, kim loại cản trở M’ liên kết vào phức
càng bền càng tốt.
Dưới đây là những chất che quan trọng nhất theo trật tự tính tăng dần
sự lựa chọn của chúng:
Ion hydroxyl: hay được dùng làm chất kết tủa khi che nhôm bằng cách
chuyển nó thành aluminat thì phức tan lại được tạo thành, thực hiện phép che
này khi kết tủa chuẩn độ hỗn hợp nhôm và canxi.
Ion F- : dùng che Sn (IV) khi xác định Sn (II)
Dùng axit sunfosalyxilic: để che Al3+ khi xác định Fe3+, che cả Al3+ và
Fe3+ khi xác định lactanoit…
Amoniac là chất tạo phức đơn giản nhất, trong đó nguyên tử nitơ tham
gia tạo liên kết phối trí, thường sử dụng làm hợp phần của hỗn hợp đệm khi
chuẩn độ complexon. Ngoài ra nó còn cản trở sự kết tủa hidroxit của các kim

SV: Bùi Thị Thoa

16

Lớp K37B Hóa


Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học

loại tạo phức amin làm tăng giá trị βA của các kim loại này. Nhưng ở nồng độ
lớn trong dung dịch, amoniac có thể cản trở phản ứng của kim loại với chất
chỉ thị hoặc EDTA (ví dụ: cản trở phép chuẩn độ Cu2+ bằng chỉ thị Murexit.)
Những hợp chất trong nguyên tử lưu huỳnh tham gia vào sự tạo liên kết

phối trí, là những chất che lựa chọn đối với các kim loại tạo sunfua không tan.
Ion CN- tạo phức với hầu hết các kim loại, bền hơn ammoniac, dùng
CN- để che: Co2+, Ni2+, Cu2+, Zn2+, Cd2+, Hg2+ và các kim loại quý khi xác
định kim loại kiềm thổ, các lactanoit, mangan và các kim loại khác.
Ion iođua: tác dụng rất lựa chọn, ở nồng độ nhỏ nó chỉ cản Hg (II), khi
sử dụng nồng độ lớn ion iodua có thể che cả Ca2+, Pb2+
H2O2: dùng làm chất che titan (IV). Trong dung dịch axit H2O2 cản trở
sự tạo phức đa nhân của titan (IV) chỉ tác dụng chậm với EDTA, do đó tạo
điều kiện chuẩn độ trực tiếp kim loại này.
1.6.1.3. Che bằng phản ứng oxi hóa – khử
Trong một số trường hợp có thể che kim loại cản trở bằng cách chuyển
chúng vào trạng thái hóa trị khác. Có thể che bằng cách khử :
Ví dụ: Đối với Fe (III) bằng cách thêm vào hidroxylamin hoặc axit
ascorbic. Những hằng số bền của phức Fe (II) và Fe (III) gần 1010 lần nên
những ion Fe (II) không cản trở phép chuẩn độ.
Có thể khử sắt khi che bằng CN-, khi đó ion [Fe(CN)6]4- tạo thành cản
trở ít hơn so với ion màu [Fe(CN)6]3- có tính oxi hóa khá mạnh.
Fe2+ + 6CN-

[Fe(CN)6]4-

Khi chuẩn độ Zn2+ hoặc Ni2+ có thể che Cu2+ bằng ion S2O32-, khi đó Cu
(II) bị khử đến Cu (I) và tạo phức với ion S2O32Những ion hóa trị cao thường tạo phức với EDTA bền hơn với những
ion có hóa trị thấp.

SV: Bùi Thị Thoa

17

Lớp K37B Hóa

Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học

1.6.2. Phương pháp giải che
Trong nhiều trường hợp có thể giải che bằng cách làm biến đổi pH của
dung dịch (tăng hoặc giảm pH )
Ví dụ: Khi chuẩn độ canxi trong dung dịch kiềm mạnh magie bị che ở
dạng Mg(OH)2 sau đó có thể hạ thấp pH đến 9 – 10 để giải che và chuẩn độ
nó.
Khi che nhôm dưới dạng aluminat, có thể làm cho nó trở lại dạng chuẩn
độ bằng cách hạ thấp pH đến 5.
Nếu che bằng cách khử thì có thể oxi hóa kim loại tương ứng trở lại,
sau đó chuẩn độ.Ví dụ: sắt bị che bằng axit ascorbic, Cu bằng S2O32- có thể
giải che khi oxi hóa.
Những kim loại bị che bằng cách tạo phức để giải che cần tách phức ra
khỏi dung dịch.Ví dụ: giải che [Zn(CN)4]2- và [Cd(CN)4]2- bằng cách thêm
vào fomandehit:
4H+ + [Cd(CN)4]2- + 4CH2O

SV: Bùi Thị Thoa

18

Cd2+ + 4HO – CH2 - CN

Lớp K37B Hóa

Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học

CHƯƠNG 2
ĐỐI TƯỢNG NGHIÊN CỨU VÀ KẾT QUẢ
2.1.Xây dựng một số quy trình phân tích hàm lượng một số ion,ứng dụng
trong phân tích thực tế bằng phương pháp chuẩn độ thể tích.
Bài 1: Định lượng độ cứng của nước theo 2 dạng: Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2,
và CaCl2, MgCl2
Nguyên tắc:
Hỗn hợp ion dung dịch gồm: Ca2+, Mg2+, HCO3- , Cl-.
Thí nghiệm 1: Xác định hàm lượng tổng Ca2+, Mg2+ trong nước bằng
phương pháp chuẩn độ trực tiếp bằng EDTA, chỉ thị EriocrondenT, pH = 10,
đệm amoni
Do: βMgIn- = 107,0> βCaIn- = 105,4
=> Trước khi chuẩn độ có sự tạo phức giữa Mg2+ và EriocromdenT:
Mg2+ + H2In-

MgIn- + 2H+

βMgIn- = 107,0

Phản ứng chuẩn độ:
Mg2+ + H2Y2-

MgY2- + 2H+

β = 1010,57

Ca2+ + H2Y2-

CaY2- + 2H+

β = 108,69

Sát điểm tương đương:
MgIn- + H2Y2-

MgY2- + HIn2- + H+

(Đỏ mận )(xanh)
Thí nghiệm 2: Xác định hàm lượng Cl- trong dung dịch bằng phương
pháp Volhard trong môi trường axit.
Thêm vào hỗn hợp 1 lượng dư axit HCl:
HCO3- + H+

H2O + CO2

=> Đuổi hết CO2 hỗn hợp còn lại: Cl-, H+, Mg2+, Ca2+
Thêm chính xác 1 lượng AgNO3 lấy dư (C,V ) vào hỗn hợp trên:

SV: Bùi Thị Thoa

19

Lớp K37B Hóa

Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học

Trước khi chuẩn độ:
Cl- + Ag+

AgCl ↓

Ks-1 = 1010

Phản ứng chuẩn độ: Chuẩn độ lượng Ag+ bằng SCN-, chỉ thị Fe3+:
Ag+ + SCN-

AgSCN↓

Tại điểm dừng chuẩn độ: Khi dư SCN- thấy xuất hiện màu hồng của
phức FeSCN2+:
Fe3+ + SCN-

FeSCN2+

Quy trình thí nghiệm
Chuẩn bị dụng cụ, hóa chất
Rửa sạch buret, pipet, bình tam giác, cốc có mỏ, ống đong bằng nước cất
Tráng buret bằng dung dịch chuẩn ở thí nghiệm 1: EDTA, thí nghiệm
2: SCNTráng pipet bằng dung dịch chuẩn độ ở mỗi thí nghiệm
Chỉ thị: EriocromdenT, Fe3+
Thí nghiệm 1:
Dùng pipet hút 10 ml (V0 ml) nước cho vào bình tam giác. Thêm 5ml

hỗn hợp đệm NH3 - NH4Cl,thêm 5 giọt chỉ thị EriocromdenT, lắc đều. Chuẩn
độ bằng dung dịch EDTA 0,1M cho đến khi dung dịch chuyển từ màu đỏ
mận sang màu xanh nhạt thì ngừng chuẩn độ, lặp lại thí nghiệm 3 lần, ghi giá
trị thể tích EDTA trên buret

EDTA

ml

Thí nghiệm 2:
Dùng pipet hút 10 ml (V0ml) dung dịch cho vào bình tam giác, thêm
15ml dung dịch HCl vào bình tam giác, đun nóng nhẹ. Thêm 5 ml dung dịch
AgNO3 0,01M, thêm 3ml nitrobenzen, 1ml phèn sắt (III), lắc kĩ cho đến khi
kết tủa đông tụ lại. Chuẩn độ hỗn hợp bằng dung dịch SCN -0,01M cho đến
khi xuất hiện màu hồng nhạt, lặp lại thí nghiệm 3 lần, ghi giá trị thể tích SCNtrên buret

SCN

ml.

SV: Bùi Thị Thoa

20

Lớp K37B Hóa


Trường ĐHSP Hà Nội 2

Khoa Hóa Học

Tính kết quả
Thí nghiệm 1:
(CCa2+ + CMg2+) =

(1)

Thí nghiệm 2:
Số đương lượng Ag+ = số đương lượng Cl- + số đương lượng SCN=> CAg+ . VAg+ = CCl-. V0 + CSCN-.
=> CCl- =
=> Độ cứng của nước ở dạng MgCl2 và CaCl2 là:
CCa2+ + CMg2+ = CCl- =
Từ

(1) và (2)

(2)

=> Độ cứng của nước ở dạng

Mg(HCO3)2 và

Ca(HCO3)2 là :
CCa2+ + CMg2+ =

-

Bài 2: Xác định hàm lượng phần trăm NaCl và KIO3 có trong một loại bột
canh iot trên thị trường.
Nguyên tắc

Thí nghiệm 1: Định lượng gián tiếp tổng lượng Cl- và IO3- bằng
phương pháp Volhard.
Thêm chính xác 1 lượng AgNO3 lấy dư (C, V ) vào mẫu thử:
Trước khi chuẩn độ:
Cl- + Ag+
IO3- + Ag+

Ks-1 = 1010

AgCl
AgIO3

Ks-1 = 107,51

Phản ứng chuẩn độ: Chuẩn độ lượng Ag+ bằng SCN-, chỉ thị Fe3+
Ag+ + SCN-

AgSCN

trắng

Tại điểm dừng chuẩn độ, khi có dư SCN- thì xuất hiện màu hồng của
phức FeSCN2+

SV: Bùi Thị Thoa

21

Lớp K37B Hóa