Bài tường trình phân tích định lượng phương pháp chuẩn độ complexon

Họ và tên sinh viên:
Tô Kim Cần – 1014021
Mã số dung dịch kiểm tra: 07
Lê Ngọc Cường – 1014029
Mã số dung dịch kiểm tra: 65
Mã số nhóm thực tập: CN – N – 2
Chủ nhật, ngày 11 tháng 3 năm 2012

BÀI TƯỜNG TRÌNH PHÂN TÍCH ĐỊNH LƯỢNG
PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ COMPLEXON
1. Vài giới thiệu ban đầu:
1.1. Dung dịch đệm:
Phản ứng chuẩn độ luôn được thực hiện tại một giá trị pH rất xác định của dung dịch
đệm thích hợp.
Ví dụ chuẩn độ Mg2+ bằng EDTA tại pH = 10:
Mg2+ + H2Y2- → MgY + 2H+
Phản ứng cho thấy với mỗi mol Mg2+ tham gia phản ứng lại giải phóng 2 mol H + đi vào
trong dung dịch. Vậy phải có dung dịch đệm để duy trì pH ổn định, tránh sự thay đổi của các
hằng số điều kiện làm sai lệch kết quả chuẩn độ.
1.2. Các lưu ý khác:
Chuẩn độ complexom là phương pháp phân tích định lượng dùng để xác định nồng độ
của các hầu hết các ion kim loại nói chung, trừ kim loại kiềm. EDTA phản ứng tạo phức bền
với hầu hết các kim loại theo tỉ lệ 1:1 nên rất thuận lợi trong việc tính toán kết quả chuẩn độ.
Phương pháp chuẩn độ complexom có nhiều ưu điểm trong việc xác định hàm lượng các
ion kim loại trong dung dịch. Tuy nhiên phương pháp này hạn chế trong việc xác định hỗn hợp
các kim loại không tinh khiết (vì EDTA phản ứng hầu hết với các kim loại nên tính chon lọc
không cao). Do đó người ta có thể nâng cao tính chon lọc bằng việc sử dụng chất che.
Có nhiều phương pháp để chuẩn độ complexom như: chuẩn độ trực tiếp, chuẩn độ thay
thế, chuẩn độ ngược... mỗi phương pháp được áp dụng trong từng trường hợp riêng biệt tùy
thuộc vào đối tượng cần xác định, điều kiện hiện có của phòng thí nghiệm...
2. Pha các dung dịch và chỉ thị màu kim loại:

2.1. Giới thiệu:
Dung dịch ETDA ban đầu do phòng thí nghiệm chuẩn bị có nồng độ cỡ 1.000000N, ta
pha loãng thành các dung dịch EDTA có nồng độ thấp hơn để sử dụng cho các thí nghiệm từ
đây trở về sau.
2.2. Pha dung dịch ETDA nồng độ 0.01N:
Lấy đúng 5ml dung dịch ETDA ban đầu (do phòng thí nghiêm cung cấp) định mức
trong bình 500ml:

1


CEDTA = ( 1.000000 ± 0.000005 ) M

⇒ N EDTA = ( 1.000000 ± 0.000005 ) N

σ buret
0.030
= 1.96*
= 0.059
1
1
= ( 5.000 ± 0.059 ) ml

ε 0.95,V −buret = z0.95 *
Vburet = VEDTA

σ bình 500ml
0.050
= 1.96*
= 0.098

1
1
= ( 500.000 ± 0.098 ) ml

ε 0.95,V −bình 500ml = z0.95 *
Vbình 500ml

N EDTA 0.01N =

VEDTA 1N *N EDTA 1N 5.000*1.000000
=
= 0.01
Vbình 500ml
500.000
2

ε 0.95, N − EDTA 0.01N

2

2

N
 N
 N

=  EDTA 0.01N * ε VEDTA 1N ÷ +  EDTA 0.01N * ε N EDTA 1N ÷ +  EDTA 0.01N * ε Vbình 500ml ÷
 VEDTA 1N
  N EDTA 1N
  Vbình 500ml


2

2

2

 0.01
  0.01
  0.01

= 
*0.059 ÷ + 
*0.000005 ÷ + 
*0.098 ÷ = 0.00012
 5.000
  1.000000
  500.000

N EDTA = ( 0.01000 ± 0.00012 ) N

2.3. Pha dung dịch ETDA nồng độ 5.10-4N:
Sau khi nạp dung dịch EDTA 0.01N vừa mới pha loãng vào buret. Mở khóa buret lấy
đúng 25ml dung dịch này mang đi định mức trong bình 500ml:
σ
0.030
ε 0.95,V −buret = z0.95 * buret = 1.96*
= 0.059
Vburet = VEDTA 0.01N

1
1
= ( 25.000 ± 0.059 ) ml

σ bình 500ml
0.050
= 1.96*
= 0.098
1
1
= ( 500.000 ± 0.098 ) ml

ε 0.95,V −bình 500ml = z0.95 *
Vbình 500ml

N EDTA 5.10-4 N =

VEDTA 0.01N *N EDTA 0.01N 25.000*0.01000
=
= 0.0005
Vbình 500ml
500.000
2

ε 0.95, N − EDTA 5.10

-4

N

2

2

N
 N
 N

-4
-4
-4
=  EDTA 5.10 N * εVEDTA 0.01N ÷ +  EDTA 5.10 N * ε N EDTA 0.01N ÷ +  EDTA 5.10 N * εVbình 500ml ÷
 VEDTA 0.01N
  N EDTA 0.01N
  Vbình 500ml

2

2

2

 0.0005
  0.0005
  0.0005

= 
*0.059 ÷ + 
*0.00012 ÷ + 
*0.098 ÷ = 0.0000061

 25.000
  0.01000
  500.000


N EDTA = ( 0.0005000 ± 0.0000061) N

EDTA phòng thí nghiệm cung cấp được sử dụng làm chất chuẩn gốc, không cần tiến
hành chuẩn lại. Đây cũng là một thuận lợi của phương pháp complexon so với acid – baz.
3. Xác định Mg2+:
3.1. Giới thiệu:
2


Chuẩn độ một thể tích chính xác muối Mg2+ bằng dung dịch complexon III trong đệm
amoniac pH = 10 với chỉ thị NET đến khi màu chuyển từ đỏ nho sang chớm xanh chàm.
3.2. Phản ứng chuẩn độ:
Mg + Y → MgY (tất cả đều không màu)
Phản ứng chỉ thị:
Xảy ra khi cho dư một giọt complexon III:
MgIn
{ + Y → MgY + {In

Đỏ nho
xanh chàm
Cơ bản là màu của MIn khác với màu của In3.3. Giải thích lí thuyết:
/
/
Do pK MgY > pK MgIn nên phức MgIn có xu hướng bị phân hủy để tạo thành phức MgY
bền hơn.

Với nồng độ C0 gần bằng 0.01, khoảng bước nhảy pMg tính gần đúng bằng 4.30 ÷ 6.24 .
Ta có pMg cuối 1 = pMgIn – pKa + pH đệm = 7 – 11.6 + 10 = 5.4, suy ra pMg cuối 2 = 5.4 + 1 = 6.4.
Ta thấy chỉ có pMg cuối 1 là nằm trong khoảng bước nhảy, vậy chọn pMg cuối 1 để kết thúc chuẩn
độ. Tức là màu trung gian (chớm xanh chàm).
3.4. Tiến hành chuẩn độ:
Dùng pipet hút 10.00ml dung dịch kiểm tra cho vào erlen 250ml. Thêm 10ml đệm pH =
10, 20mg chỉ thị NET và chuẩn độ bằng EDTA 0.01M đến khi dung dịch chuyển từ đỏ nho
sang chớm xanh chàm (màu trung gian). Làm thao tác tương tự như trên 3 lần và ghi lại kết quả
VEDTA.
3.5. Số liệu thực nghiệm:
Dung dịch EDTA 0.01000N
Chuẩn độ Mg2+
Chỉ thị NET, đệm pH = 10
VETDA(ml)
V1
9.80

V2
9.85

3.6. Kết quả và thảo luận:
σ
0.070
ε 0.95,V − pipet = z0.95 * pipet = 1.96*
= 0.0079
VMg 2+

3
= ( 10.0000 ± 0.0079 ) ml

3

N EDTA = ( 0.01000 ± 0.00012 ) N
s
0.0288675
= 4.30*
= 0.072
3
3
= ( 9.817 ± 0.072 ) ml

2
ε 0.95, V − EDTA = t0.95
*

VEDTA

N Mg 2+ =

N ETDA *VETDA 0.01000*9.817
=
= 0.009817
VMg 2+
10.0000

3

V3
9.80

Vtb
9.817


2

ε 0.95, N − Mg 2+

2

 N 2+
  N 2+
  N 2+
=  Mg * ε N ETDA ÷ +  Mg * εVETDA ÷ +  Mg * εV 2+
 N ETDA
÷  VETDA
÷  V 2+
Mg

 
  Mg
2

2


÷
÷


2

2

 0.009817
  0.009817
  0.009817

= 
*0.00012 ÷ + 
*0.072 ÷ + 
*0.0079 ÷ = 0.00014
 0.01000
  9.817
  10.0000

N Mg 2+ = ( 0.00982 ± 0.00014 ) N

Nguyên tắc cơ bản để quyết định chọn kết thúc chuẩn độ ở màu trung gian hay rõ rệt
được trình bày ở phần giải thích lí thuyết bên trên. Tức là điểm đổi màu phải nằm trong khoảng
bước nhảy, hoặc chí ít phải càng gần khoảng bước nhảy càng tốt. Nếu pM cuối 1 và cả pM cuối 2
đều nằm lọt vào trong khoảng bước nhảy, ta ưu tiên chọn pM cuối 2 hơn (do màu rõ rệt, dễ nhìn).
Từ đây trở về sau nếu không có giải thích gì thêm thì việc chọn màu trung gian hay rõ rệt để
kết thúc chuẩn độ đều tuân theo nguyên tắc như vậy.
Khi ta cho chỉ thị NET, màu có thể đậm nhạt khác nhau tùy thuộc vào lượng chỉ thị sử
dụng. Màu sắc từ cam (hay đỏ cam) cho đến đỏ nho đậm. Nếu sử dụng lượng chỉ thị nhiều,
màu dung dịch rất đậm thì sẽ khó khăn trong việc nhận ra sự đổi màu. Vì vậy làm nhiều phép
chuẩn độ sẽ giúp ta nhận biết được lượng chất chỉ thị được sử dụng bao nhiêu là hợp lí nhất.
4. Xác định độ cứng chung của nước máy:
4.1. Giới thiệu:

Độ cứng chung của nước là do sự có mặt của của muối Mg 2+ và Ca2+ tan trong nước.
Được biểu diễn bằng số mili đương lượng gam kim loại ( m ∋ g ) có trong một lít nước cứng.
Không phân biệt tỉ lệ Mg2+: Ca2+ là bao nhiêu.
Thường thì nồng độ Ca2+ có trong nước máy khá thấp (nhỏ hơn 0.001M). Thực nghiệm
cho thấy phép xác định này chỉ cho kết quả đúng với điều kiện trong mẫu nước phải hiện diện
Mg2+. Tức là không thể xác định đúng độ cứng của nước máy nếu trong đó chỉ có mỗi Ca 2+. Tại
sao vậy? Ion Mg2+ đóng vai trò gì trong phép chuẩn độ này?
4.2. Phản ứng chuẩn độ:
CaIn + Y → CaY + In
MgIn + Y → MgY + In

Phản ứng thay thế định lượng:
CaIn + MgY → CaY + MgIn

Phản ứng chỉ thị xảy ra khi cho thêm một giọt complexon III:
MgIn + Y → MgY + In

In– xanh chàm.
4.3. Giải thích lí thuyết:
Ta chuẩn độ một thể tích chính xác của nước máy trong môi trường đệm pH = 10 bằng
dung dịch ETDA 5.10-4N với chỉ thị NET. Trong điều kiện đó các cation Ca 2+ và Mg2+ đồng
/
/
/
/
thời được chuẩn độ vì thỏa điều kiện pK MgY = 8.24 > pK MgIn = 5.4 và pK CaY = 10.24 > pK CaIn = 3.8 .
Ta phải cho thêm KCN để liên kết kim loại nặng có trong nước (nhất là vết Cu 2+), cho thêm
NH2OH.HCl để ngăn ngừa sự tạo thành Mn (IV) trong môi trường kềm phá hủy chỉ thị NET.
4.4. Tiến hành chuẩn độ:
4

Lấy Vmẫu = 50ml nước máy cho vào erlen 250ml. Thêm 10ml đệm pH=10, rồi thêm 10
giọt KCN 10%, 10 giọt dung dịch NH 2OH.HCl 1%, lắc đều, thêm khoảng 40mg chỉ thị NET.
Tiến hành chuẩn độ bằng dung dịch EDTA 0,01M đến khi chuyển màu từ đỏ nho sang xanh
chàm rõ rệt. Làm thao tác tương tự như trên 3 lần và ghi lại kết quả V EDTA.
4.5. Số liệu thực nghiệm:
Dung dịch EDTA 5.10-4N
Vnước máy = 50ml
Chỉ thị NET
VETDA(ml)
V1
23.90

V2
24.00

V3
23.90

Vtb
23.93

4.6. Kết quả và thảo luận:
Ta xem như Vrỗng = 0
σ
0.017
ε 0.95,V − mau = z0.95 * bình 50 ml = 1.96*
= 0.019
Vmau

3
= ( 50.000 ± 0.019 ) ml

3

s
0.0577350
= 4.30*
= 0.14
3
3
= ( 23.93 ± 0.14 ) ml

2
ε 0.95,V − ETDA = t0.95
*

VEDTA

N ETDA = ( 0.0005000 ± 0.0000061) N
HΣ =

VEDTA * N ETDA * 2*V1000 23.93*0.0005000* 2*1000
=
= 0.4786
Vmau
50
2

ε HΣ

2

2


 H
  HΣ
  H
=  Σ * ε VEDTA ÷ + 
* ε N ETDA ÷ +  Σ * εVmau ÷
 VEDTA
  N ETDA
  Vmau

2

2

2

 0.4786
  0.4786
  0.4786

= 
*0.14 ÷ + 
*0.0000061÷ + 
*0.019 ÷ = 0.011

 23.93
  0.0005000
  50.000

H Σ = ( 0.479 ± 0.011) ( m ∋ g )

Với phức CaY bền hơn phức MgY → việc xác định điều kiện chuẩn độ chỉ cần xét dựa
trên điều kiện của pMgY’. (pK CaY = 10.7, pKMgY = 8.7). Như vậy điểm cuối của chuẩn độ là sự
chuyển màu của phức MgIn (do phức MgY kém bền hơn CaY nên sẽ xảy ra
CaIn + MgY → CaY + MgIn ). Dễ thấy sự có mặt của Mg 2+ sẽ làm cho phép chuẩn độ chính xác
(sẽ làm rõ vai trò của Mg2+ hơn ở thí nghiệm sau).
Do nồng độ Mg2+ và Ca2+ trong nước khá thấp nên khi chuẩn độ ta sử dụng một lượng
lớn mẫu (50ml) đồng thời sử dụng dung dịch EDTA có nồng độ rất thấp 5.10 -4N để tăng thể
tích sử dụng, làm cho phản ứng chuẩn độ đạt độ chính xác cao.
Vì trong thành phần của nước cứng ngoài 2 ion chính là Mg 2+ và Ca2+ còn nhiều ion kim
loại nặng khác cho nên ta cần sử dụng chất che và chất bảo vệ . Ion Cu 2+ sẽ tạo phức rất bền với
chỉ thị NET, làm cho không có phản ứng chỉ thị tại điểm tương đương (giải phóng In - để nhận
5


biết kết thúc quá trình chuẩn độ), bằng cách sử dụng CN - để tạo phức bền với ion Cu2+ sẽ làm
mất khả năng tạo phức của ion này với chỉ thị. Ion Mn 2+ trong môi trường baz (pH = 10), sẽ
chuyển thành Mn4+ phá hủy chỉ thị NET. Nên ta cho NH 2OH.HCl vào nhằm ngăn ngừa sự tạo
thành Mn4+.
5. Xác định độ cứng chung của nước cứng:
5.1. Giới thiệu:
Tương tự như việc xác định độ cứng của nước máy, nhưng ta tiến hành với loại nước
cứng “cứng hơn” do phòng thí nghiệm cung cấp.
5.2. Phương trình chuẩn độ:
CaIn + Y → CaY + In

MgIn + Y → MgY + In

Phản ứng thay thế định lượng:
CaIn + MgY → CaY + MgIn

Phản ứng chỉ thị xảy ra khi cho thêm một giọt complexon III:
MgIn + Y → MgY + In

In– xanh chàm.
5.3. Cách thức tiến hành:
Lấy Vmẫu = 5ml nước cứng cho vào erlen 250ml. Thêm 10ml đệm pH=10, 20mg chỉ thị
NET. Tiến hành chuẩn độ bằng dung dịch EDTA 5.10 -4M đến khi chuyển màu từ đỏ nho sang
xanh chàm rõ rệt. Làm thao tác tương tự như trên 3 lần và ghi lại kết quả VEDTA.
5.4. Số liệu thực nghiệm:
Dung dịch EDTA 5.10-4N
Chuẩn độ độ cứng của nước cứng (5.00ml)
Chỉ thị NET
VEDTA(ml)
V1
V2
26.35
26.45
5.5. Kết quả và thảo luận:
Ta xem như Vrỗng = 0.
σ
0.0070
ε 0.95,V − mau = z0.95 * pipet = 1.96*
= 0.0079
Vmau

3
= ( 5.0000 ± 0.0079 ) ml

3

s
0.05
= 4.30*
= 0.12
3
3
= ( 26.40 ± 0.12 ) ml

2
ε 0.95,V − ETDA = t0.95
*

VEDTA

N ETDA = ( 0.0005000 ± 0.0000061) N

6

V3
26.40

Vtb
26.40

HΣ =

VEDTA * N ETDA * 2*V1000 26.40*0.0005000* 2*1000
=
= 5.28
Vmau
5.0000
2

ε HΣ

2

2


 H
  HΣ
  H
=  Σ * ε VEDTA ÷ + 
* ε N ETDA ÷ +  Σ * εVmau ÷
 VEDTA
  N ETDA
  Vmau

2

2

2

 5.28
  5.28
  5.28

= 
*0.12 ÷ + 
*0.0000061÷ + 
*0.0079 ÷ = 0.069
 26.40
  0.0005000
  5.0000

H Σ = ( 5.280 ± 0.069 ) ( m ∋ g )

Tương tự như xác định độ cứng chung của nước máy, việc xác định độ cứng của nước
cứng cũng dựa vào sự có mặt của ion Mg2+.
Một số thời điểm quan trong của chuẩn độ:
F = 0.99: pCa = pC0 + pDF + 2 = 5.3
F = 1.00: pCa = 0.5(pC0 + pDF + pK’CaY) = 6.77
F = 1.01: pCa = pK’CaY – p(F–1) =8.24.
Khoảng bước nhảy ΔpCa = 8.24 – 5.3 = 2.94.
Khi sử dụng chỉ thị NET :
Màu trung gian: pMg = pK’MgIn = 5.4 ⇒ pCacuối = 7.4 + p([CaY]/[MgY])
Màu rõ rệt: pMg = pK’MgIn + 1 = 6.4 ⇒ pCacuối = 8.4 + p([CaY]/[MgY])
Ta nhận thấy pCacuối tùy thuộc vào tỉ lệ nồng độ CaY và MgY. Nếu [CaY]/[MgY] =10/1
⇒ pCa cuối = 6.4 đối với điểm cuối ở màu trung gian và pCa cuối = 7.4 đối với điểm cuối ở màu
rõ rệt. Cả hai trường hợp này đều có pCa cuối nằm trong khoảng bước nhảy 5.3 ÷ 8.24 ⇒ nên ta
chuẩn độ cho tới khi dung dịch chuyển từ màu đỏ nho sang xanh chàm rõ rệt.
6. Xác định Ca2+ nồng độ thấp khi có thêm MgY:

6.1. Giới thiệu:
Khi nồng độ ban đầu C0 của Ca2+ tương đối lớn ta có thể chuẩn độ Ca 2+ bằng complexon
III hoàn toàn tương tự như Mg 2+ bằng cách dùng chỉ thị NET với đệm pH = 10. Nhưng khi
nồng độ C0 ban đầu của Ca2+ quá thấp (cỡ nhỏ hơn 0.001N) liệu điều này có còn chính xác nữa
hay không?
6.2. Giải thích lí thuyết:
6.2.1. Khó khăn khi nồng độ ban đầu của Ca2+ quá thấp:
Từ công thức tính khoảng bước nhảy tại F = 0.99: pCa = pC 0 + pDF + 2, ta nhận thấy khi
nồng độ ban đầu C0 của Ca2+ càng nhỏ, điểm đầu của khoảng bước nhảy càng cao lên trong khi
điểm cuối hầu như không thay đổi trong cùng điều kiện pH tương tự. Điều đó có nghĩa là
khoảng bước nhảy ngày càng bị thu hẹp.
Một số thời điểm quan trong của chuẩn độ, tính gần đúng khi nồng độ Ca 2+ vào cỡ 0.0005 –
0.001N:
F = 0.99: pCa = pC0 + pDF + 2 = 5.3
F = 1.00: pCa = 0.5(pC0 + pDF + pK’CaY) = 6.77
F = 1.01: pCa = pK’CaY – p(F–1) = 8.24
Tức là cần phải có một chất chỉ thị sao cho 5.30 < pCa cuối < 8.24. Rõ ràng là khi dùng NET, pH
= 10 thì ngay cả trường hợp chuẩn độ đến màu chàm rõ rệt cũng chỉ có thể đạt giá trị pCa cuối =
7


%
4.80. Ta tính được khi đó ∆ In ,Ca = −

10−4.8 *100
= −3.2% . Điểm bất lợi nửa là phức màu CaIn với
C0

NET có màu đỏ lợt nên khó nhận ra điểm cuối chuẩn độ.
6.2.2. Giải pháp thêm MgY:

Tình huống trở nên rất thuận lợi khi ta thêm vào erlen một lượng thích hợp MgY, sự
chuyển màu rất rõ rệt, kết quả chuẩn độ sẽ đúng. Giải thích bằng sự chuyển dịch đáng kể của
cân bằng phản ứng:
CaIn + MgY → CaY + MgIn (1)
5.4
8.7
7.0
10.7
pK cân bằng = 17.7 – 14.1 = 3.6
Khi Ca2+ đã chuẩn độ hết, thì với một giọt complexon III dư lập tức xảy ra phản ứng chỉ thị sau:
MgIn + Y → MgY + In (2)
Đỏ nho
Xanh chàm
Lượng MgY mất đi trong phản ứng (1) (trước điểm tương đương) được hoàn trả trong
phản ứng (2) (sau điểm tương đương).
6.3. Tiến hành chuẩn độ:
6.3.1. Điều chế MgY2- ngay trong dung dịch chuẩn độ:
Lấy 2ml dung dịch Mg2+ 10-3M cho vào erlen 250ml, 10ml đệm amoniac pH=10, 20mg
chỉ thị NET, lắc đều cho tan. Chuẩn độ bằng dung dịch EDTA 5.10 -4M đến chuyển màu rõ rệt
từ đỏ nho sang xanh chàm. Ghi thể tích VI. Tuyệt đối không cho dư EDTA.
6.3.2. Xác định Ca2+:
Nạp thêm dung dịch EDTA đến vạch 0 của buret. Lấy 10.00ml dung dịch chứa Ca 2+ vào
erlen vừa điều chế MgY2-. Màu dung dịch lập tức biến trở lại đỏ nho, chuẩn độ cho tới khi
chuyển sang màu xanh chàm, ghi thể tích V II đã tiêu hao cho chuẩn độ Ca 2+. Làm lại 3 lần ghi
các giá trị trung bình của VI và VII.
6.4. Số liệu thực nghiệm:
Dung dịch EDTA 5.10-4N
Điều chế MgY2Chỉ thị NET
VY(1)(ml)
V1

7.30

V2
7.30

V3
7.40

Vtb
7.33

Dung dịch EDTA 5.10-4N
Chuẩn độ Ca2+
Chỉ thị NET
VY(2)(ml)
V1
9.40

V2
9.45

V3
9.35

Vtb
9.40

6.5. Kết quả và thảo luận:

8

NY * 40.08 0.0005000* 40.08
=
= 0.000020
1000
1000

TY / Ca 2+ =

2

ε 0.95−T

Y / Ca 2+

2

 40.08   TY / Ca2+
= 
* ε NY ÷ = 0.0000000090
÷
 1000   NY


TY / Ca 2+ = ( 0.0000200000 ± 0.0000000090 ) g / ml

V pipet = ( 10.0000 ± 0.0079 ) ml

s

0.05
= 4.30 *
= 0.12
3
3
= ( 9.40 ± 0.12 ) ml

2
ε 0.95−VEDTA 2 = t0.95
*

VEDTA 2

σ bình 100ml
0.025
= 1.96*
= 0.049
1
1
= ( 100.000 ± 0.049 ) ml

ε 0.95,V −bình 100ml = z0.95 *
Vbình 100ml
mCa 2+ =

εm

Ca 2+

TY / Ca 2+ *VEDTA 2 *Vbình 100ml

V pipet

 m 2+
=  Ca * ε T 2+
 T 2+
Y /Ca
 Y / Ca

2

=

0.000020*9.40*100.000
= 0.00188
10.000
2

2

  mCa 2+
  m 2+
  mCa 2+
+
*ε T
+
* ε Vbình 100ml ÷ +  Ca * εV pipet
÷
÷

÷  VEDTA 2

Y /Ca 2+
  Vbình 100ml
  V pipet

2

2

2

2


÷
÷


2

 0.00188
  0.00188
  0.00188
  0.00188

= 
*9.0*10−9 ÷ + 
*0.12 ÷ + 
*0.049 ÷ + 
*0.0079 ÷
−5

2.00000*10
9.40
100.000
10.0000

 
 
 


mCa2+ = ( 0.00188 ± 0.00002 ) g

[V ]
7.33
Ca 2+  = 10−8.4 * EDTA 1 = 10−8.4 *
= 3.1*10−9
9.40
[V
]
ETDA 2

pCa 2+ = 8.508638
2

2

 Ca 2+ 
  Ca 2 + 




 *ε

÷ = 7.1217 *10−11
ε Ca2+  =
* εVEDTA 1 ÷ +  
VEDTA 2
 VEDTA 1
÷  VEDTA 2
÷



 

ε Ca 2+ 
7.1217 *10−11
ε p Ca2+  = p Ca 2+  *  2+ = 8.508638*
= 0.20


3.1*10−9
Ca 
pCa 2+ = 8.50 ± 0.20

Vậy việc thêm MgY không hề ảnh hưởng đến tỉ lệ hợp thức của phản ứng chuẩn độ Ca 2+
nhưng lại gây một hiệu ứng màu có lợi: “mượn” màu của MgIn (màu đỏ khá mạnh) để chuẩn
độ Ca2+ và làm cho sự chuyển màu đúng ở thời điểm Fcuối cần thiết.
Nguyên tắc điều chỉnh lượng MgY thêm vào erlen:

9


[ Y ] C = K MgY *

[ MgY ] C
[ Mg ] C

[ Ca ] C = [ Mg ] C *

= K CaY *

[ CaY ] C
[ Ca ] C

K CaY [ CaY ] C
*
K MgY [ MgY ] C

[ Ca ] C = 10−6.4 *

C
10−10.7 CCa
*
= 10−8.4 * Ca
−8.7
10
CMgY
CMgY

pCaC = 8.4 + p

CCa
CMgY

−3.1
Để 5.30 < pCacuối < 8.24 thì 10 <

CMgY
CCa

< 1.5 . Ví dụ khi CCa = 10CMgY thì pCa

cuối

= 8.4 – 1 =

7.4 nằm giữa 5.30 và 8.24.
Ngoài ra giải pháp thêm MgY còn có thể áp dụng để chuẩn độ Ba 2+ với chỉ thị NET tại
pH = 10. Như vậy, cùng với việc điều chỉnh lượng MgY để khống chế sự chuyển màu diễn ra ở
thời điểm mong muốn, vai trò của ion Mg2+ trong hai thí nghiệm xác định độ cứng của nước ở
trên cũng được làm sáng tỏ.
7. Xác định Ca2+ nồng độ thấp khi không có MgY:
7.1. Giới thiệu:
Ta đi xác định lại Ca 2+ nồng độ thấp khi không có MgY để so sánh với kết quả của thí
nghiệm trên.
7.2. Phản ứng chuẩn độ:
Ca + Y → CaY
Phản ứng chỉ thị:
CaIn + Y → CaY + In

Đỏ nhạt
Xanh chàm
7.3. Cách thức tiến hành:
Lấy 10.00ml dung dịch Ca2+ cần chuẩn độ cho vào erlen. Thêm 10.00ml dung dịch đệm
pH = 10, chỉ thị NET. Tiến hành chuẩn độ bằng dung dịch ETDA 5.10 -4N cho đến khi có sự đổi
màu từ đỏ nhạt sang xanh chàm. Lặp lại thí nghiệm 3 lần, ghi kết quả của V EDTA trung bình.
7.4. Số liệu thực nghiệm:
Dung dịch EDTA 5.10-4N
Chuẩn độ Ca2+
Chỉ thị NET
VY(ml)
V1
12.80

V2
12.70

7.5. Kết quả và thảo luận:

10

V3
12.75

Vtb
12.75


ε 0.95,V − pipet = z0.95 *
VCa2+

σ pipet

= 1.96*

3
= ( 10.0000 ± 0.0079 ) m l

0.0070
= 0.0079
3

N EDTA = ( 0.0005000 ± 0.0000061) N
s
0.05
= 4.30*
= 0.12
3
3
= ( 12.75 ± 0.12 ) ml

2
ε 0.95,V − EDTA = t0.95
*

VEDTA

N Ca 2+ =

N ETDA *VETDA 0.0005000*12.75

=
= 0.0006375
VCa 2+
10.0000
2

ε 0.95, N −Ca2+

2

 N 2+
  N 2+
  N 2+
=  Ca * ε N ETDA ÷ +  Ca * εVETDA ÷ +  Ca * ε V 2+
Ca
 N ETDA
  VETDA
  VCa2+
2

2


÷
÷


2

2

 0.0006375
  0.0006375
  0.0006375

= 
*0.0000061 ÷ + 
*0.12 ÷ + 
*0.0079 ÷ = 0.0000098
 0.0005000
  12.75
  10.0000

N Ca 2+ = ( 0.0006375 ± 0.0000098 ) N

Thao tác chuẩn độ và xử lí số liệu đơn giản hơn nhiều ở thí nghiệm trên nhưng chắc
chắn kết quả sẽ không chính xác bằng do khó nhận ra điểm đổi màu (CaIn - khá nhạt) và điểm
cuối có thể nằm ngoài khoảng bước nhảy.
Trên thực tế để đảm bảo có một kết quả đúng khi nồng độ Ca 2+ khá thấp (vào cỡ khoảng
dưới 0.001 đến 0.0005N) người ta thường chọn cách thêm một lượng nhất định MgY vào erlen.
8. Xác định Ca2+ nồng độ cao:
8.1. Giới thiệu:
Khi nồng độ ban đầu C0 của Ca2+ tương đối lớn ta có thể chuẩn độ Ca 2+ bằng complexon
III hoàn toàn tương tự như Mg2+ bằng cách dùng chỉ thị NET với đệm pH = 10.
8.2. Phản ứng chuẩn độ:
Ca + Y → CaY
Phản ứng chỉ thị:
CaIn + Y → CaY + In
Đỏ nho
Xanh chàm

8.3. Cách thức tiến hành:
Lấy 10.00ml dung dịch Ca2+ cần chuẩn độ cho vào erlen. Thêm 10.00ml dung dịch đệm pH =
10, chỉ thị NET. Tiến hành chuẩn độ bằng dung dịch ETDA 0.01N cho đến khi có sự đổi màu
từ đỏ nho sang xanh chàm. Lặp lại thí nghiệm 3 lần, ghi kết quả của VEDTA trung bình.
8.4. Số liệu thực nghiệm:
Dung dịch EDTA 0.01000N
Chuẩn độ Ca2+
Chỉ thị NET
VY(ml)
V1

V2
11

V3

Vtb


9.80

9.85

9.85

9.833

8.5. Kết quả và thảo luận:
σ
0.0070

ε 0.95,V − pipet = z0.95 * pipet = 1.96*
= 0.0079
VCa2+

3
= ( 10.0000 ± 0.0079 ) m l

3

N EDTA = ( 0.01000 ± 0.00012 ) N
s
0.0288675
= 4.30*
= 0.072
3
3
= ( 9.833 ± 0.072 ) ml

2
ε 0.95,V − EDTA = t0.95
*

VEDTA

N Ca2+ =

N ETDA *VETDA 0.01000*9.633
=
= 0.009833
VCa2+

10.0000
2

ε 0.95, N −Ca 2+

2

 N 2+
  N 2+
  N 2+
=  Ca * ε N ETDA ÷ +  Ca * εVETDA ÷ +  Ca * ε V 2+
Ca
 N ETDA
  VETDA
  VCa2+
2

2

2


÷
÷


2

 0.009833
  0.009833

  0.009833

= 
*0.00012 ÷ + 
*0.072 ÷ + 
*0.0079 ÷ = 0.00014
 0.01000
  9.833
  10.0000

N Ca2+ = ( 0.00983 ± 0.00014 ) N

Tương tự như khi chuẩn độ Mg2+
Trên thực tế nồng độ Ca2+ do phòng thí nghiệm chuẩn bị vào khoảng 0.01N. Kết quả
nồng độ Ca2+ xác định được 0.00983N là có thể chấp nhận được.
Lưu ý lượng chỉ thị NET thêm vào phải vừa đủ để dễ dàng nhất quan sát được sự chuyển
màu của dung dịch trong erlen.
9. Xác định Cu2+ với chỉ thị MUREXID
9.1. Giới thiệu:
Chuẩn độ Cu2+ bằng dung dịch ETDA 0.01N với chỉ thị MUR trong môi trường đệm
amoniac có pH = 8.
9.2. Phản ứng chuẩn độ:
Cu ( NH 3 ) 42+ + Y → CuY + NH 3

Phản ứng chỉ thị:

CuIn + Y → CuY + In

Cam
Tím hồng

Hiện tượng: có sự chuyển màu dung dịch từ vàng cam sang tím hồng.
9.3. Giải thích lí thuyết:
Với CCu = 0.01M. Tại pH = 8, pα’ Y(H) = 2.3, pα’H2In = 4.1, pα’Cu(NH3) = 3.5 ([NH3] = 102.25
), pKCuY = 18.8
pKCuY’ = 18.8 – 2.3 – 3.5 = 13.0.
Tính gần đúng bước nhảy pCu’ = 7.8 ÷ 14.5.
2+

12


Ta tìm được: pCu’cuối = pK’CuIn + 1 = 15.0 – 4.1 – 3.5 + 1 = 8.4.
9.4. Cách thức tiến hành:
Lấy 10.00ml dung dịch cho vào erlen 250ml. Thêm 1ml NH 4Cl 1M, 20mg hỗn hợp chỉ
thị MUREXID, lắc đều. Thêm từ từ từng giọt dung dịch NH 3 1M đến khi xuất hiện màu vàng
(hoặc vàng lục tùy nồng độ Cu 2+). Sau đó chuẩn bằng dung dịch EDTA 0.01M đến khi dung
dịch chuyển màu từ vàng sang tím hồng. Lặp lại thao tác như trên 3 lần và lấy giá trị V EDTA
trung bình.
9.5. Số liệu thực nghiệm:
Dung dịch EDTA 0.01000N
Chỉ thị MUR
Chuẩn độ Cu2+
VY(ml)
V1
10.15

V2
10.10

V3

10.15

Vtb
10.133

9.6. Kết quả và thảo luận:
σ
0.070
ε 0.95,V − pipet = z0.95 * pipet = 1.96*
= 0.0079
VCu 2+

3
= ( 10.0000 ± 0.0079 ) m l

3

N EDTA = ( 0.01000 ± 0.00012 ) N
s
0.0288675
= 4.30*
= 0.072
3
3
= ( 10.133 ± 0.072 ) ml

2
ε 0.95,V − EDTA = t0.95
*

VEDTA

N Cu 2+ =

N ETDA *VETDA 0.01000*10.133
=
= 0.010133
VCu 2+
10.0000

ε 0.95, N −Cu 2+

2
2
 N Cu 2+
  N Cu 2+
  N Cu 2+
= 
* ε N ETDA ÷ + 
* ε VETDA ÷ + 
* ε V 2+
Mg

N
V
V
2
+
 ETDA
  ETDA

  Mg
2

2

2


÷
÷


2

 0.010133
  0.010133
  0.010133

= 
*0.00012 ÷ + 
*0.072 ÷ + 
*0.0079 ÷ = 0.00014
 0.01000
  10.133
  10.0000

N Cu 2+ = ( 0.01013 ± 0.00014 ) N

Những tính toán trên cho thấy phép chuẩn độ Cu 2 + cần phải thực hiện tại pH không
được quá cao và nồng độ NH 3 tự do không được quá lớn vì phức amiacat của Cu 2 + khá bền.

Dĩ nhiên đệm NH 3 không thật tốt ở pH = 8.Vì vậy cần phải kết hợp điều chỉnh pH căn
cứ theo sự xuất hiện màu vàng da cam của phức CuH 2 In ' . Sự có mặt NH4Cl ngăn cản sự tăng
vọt pH bằng cách cho thêm NH3.
Phép chuẩn độ đạt độ chính xác khá tốt.
Dung dịch khi cho NH3 vào thoáng đục là kết tủa của hydroxide đồng.
13


10. Xác định Pb2+ với chỉ thị NET bằng phương pháp chuẩn độ thay thế:
10.1. Giới thiệu:
Phương pháp chuẩn độ thay thế: Cho chất định phân X tác dụng với MY tạo thành MX
và giải phóng ra Y. Tiến hành chuẩn độ Y, sau đó dựa vào nồng độ và liều lượng thuốc thử để
tính ra nồng độ chất X.
10.2. Phản ứng chuẩn độ:
Dung dịch MgY được điều chế sẵn. Khi cho thêm Pb 2+ vào lập tức xảy ra phản ứng thay
thế định lượng:
Pb + MgY → PbY + Mg
Chuẩn độ Mg2+ vừa được giải phóng ra bằng dung dịch EDTA 0.01000N. Xảy ra phản
ứng chỉ thị:
MgIn + Y → MgY + In
Hiện tượng: có sự chuyển màu từ đỏ nho sang chớm xanh chàm (xem giải thích cụ thể ở
phần chuẩn độ Mg2+).
10.3. Giải thích lí thuyết:
Phức PbY bền hơn rất nhiều so với phức MgY (pK PbY = 18.04, pKMgY = 8.70) nên ưu
tiên tạo thành phức PbY. Ta “mượn” màu của MgIn để chuẩn độ Pb 2+ do sự chuyển màu của
MgIn (màu đỏ khá mạnh) sang chớm xanh chàm tương đối dễ nhìn.
10.4. Cách thức tiến hành:
Điều chế MgY2-: Cho 1,8ml Mg2+ vào erlen, điệm pH = 10, chỉ thị NET. Cho từ từ dung
dịch EDTA 0.01000N trên buret vào đến thấy màu chớm xanh chàm thì ngừng, không được
cho dư EDTA. Lấy 10.00ml mẫu vào erlen, lắc kỹ cho phản ứng hoàn toàn, sau đó chuẩn cho

đến khi có màu chớm xanh chàm. Vì đây là phản ứng chuẩn độ thay thế Pb 2+ bằng Mg2+, nên
như phản ứng 1, ta chuẩn đến màu trung gian là ngừng phản ứng chuẩn độ.
10.5. Số liệu thực nghiệm:
Dung dịch EDTA 0.01000N
Chỉ thị NET
Chuẩn độ Pb2+
VY(ml)
V1
9.70

V2
9.65

10.6. Kết quả và thảo luận:
σ
0.070
ε 0.95,V − pipet = z0.95 * pipet = 1.96*
= 0.0079
VPb2+

3
= ( 10.0000 ± 0.0079 ) m l

3

N EDTA = ( 0.01000 ± 0.00012 ) N
s
0.0288675
= 4.30*
= 0.072

3
3
= ( 9.667 ± 0.072 ) ml

2
ε 0.95,V − EDTA = t0.95
*

VEDTA

N Pb2+ =

N ETDA *VETDA 0.01000*9.667
=
= 0.009667
VPb2+
10.0000
14

V3
9.65

Vtb
9.667


ε 0.95, N − Pb2+

2
2

 N Pb2+
  N Pb2+
  N Pb2+
= 
* ε N ETDA ÷ + 
* ε VETDA ÷ + 
* ε V 2+
Mg
 N ETDA
  VETDA
  VMg 2+
2

2

2


÷
÷


2

 0.009667
  0.009667
  0.009667

= 
*0.00012 ÷ + 

*0.072 ÷ + 
*0.0079 ÷ = 0.00014
 0.01000
  9.667
  10.0000

N Pb2+ = ( 0.00967 ± 0.00014 ) N

Độ chính xác khá cao: 1 −

ε P ,C − Pb2+
CPb2+

= 1−

0.00014
= 0.9855 = 98.55%
0.00967

Bài thực tập này lúc đầu phải điều chế MgY 2- nên cần phải rất cẩn thận, không được cho
dư EDTA, nếu cho dư thì sẽ mắc sai số thừa.
Lắc kỹ cho phản ứng giữa dung dịch Pb 2+ và MgY 2− xảy ra hoàn toàn. Lượng MgY điều
chế lúc nào cũng phải dư so với Pb 2+ để đảm bảo phản ứng thay thế định lượng xảy ra đến tận
cùng (không còn Pb2+ trong dung dịch).
Khi kết thúc chuẩn độ, nếu nghi ngờ màu của dung dịch, ghi lại số liệu vừa dừng chuẩn
độ, thêm vài giọt EDTA kiểm tra lại. Nếu dung dịch đổi sang màu chàm rõ rệt rồi dừng chuyển
màu thì số liệu vừa ghi chính xác.
11. Xác định Pb2+ với chỉ thị XO bằng phương pháp chuẩn độ trực tiếp:
11.1. Giới thiệu:
Chuẩn độ gián tiếp đôi khi gặp nhiều khó khăn do khâu điều chế MgY đòi hỏi sự chính

xác khá cao. Có thể lựa chọn con đường chuẩn độ trực tiếp bằng chỉ thị XO trong môi trường
đệm axetat pH = 5. Ở đây ta sẽ so sánh độ đúng của hai phương pháp chuẩn độ này.
11.2. Phản ứng chuẩn độ:
Pb + Y → PbY
Phản ứng chỉ thị:
PbIn + Y → PbY + In
Đỏ tím
Vàng chanh
Cơ bản là màu của PbIn và In- khác nhau.
Hiện tượng: Có sự chuyển màu dung dịch từ đỏ tím sang vàng chanh.
11.3. Cách thức tiến hành:
Hút 10.00ml dung dịch kiểm tra cho vào erlen 250ml, 5ml đệm axcetat pH = 5, 1-2 giọt
chỉ thị XO pha sẵn. Chuẩn độ bằng dung dịch complexon III 0.01000N cho đến khi có sự
chuyển màu từ đỏ tím sang vàng chanh. Làm 3 lần, lấy kết quả trung bình.
11.4. Số liệu thực nghiệm:
Dung dịch EDTA 0.01000N
Chỉ thị XO
Chuẩn độ Pb2+
VY(ml)
V1
9.65

V2
9.60
15

V3
9.65

Vtb

9.633


11.5. Kết quả và thảo luận:
σ
0.070
ε 0.95,V − pipet = z0.95 * pipet = 1.96*
= 0.0079
VPb2+

3
= ( 10.0000 ± 0.0079 ) m l

3

N EDTA = ( 0.01000 ± 0.00012 ) N
s
0.0288675
= 4.30*
= 0.072
3
3
= ( 9.633 ± 0.072 ) ml

2
ε 0.95,V − EDTA = t0.95
*

VEDTA

N Pb2+ =

N ETDA *VETDA 0.01000*9.633
=
= 0.009633
VPb2+
10.0000

ε 0.95, N − Pb2+

2
2
 N Pb2+
  N Pb2+
  N Pb2+
= 
* ε N ETDA ÷ + 
* ε VETDA ÷ + 
* ε V 2+
Mg
 N ETDA
  VETDA
  VMg 2+
2

2

2



÷
÷


2

 0.009633
  0.009633
  0.009633

= 
*0.00012 ÷ + 
*0.072 ÷ + 
*0.0079 ÷ = 0.00014
 0.01000
  9.633
  10.0000

N Pb2+ = ( 0.00963 ± 0.00014 ) N

Độ chính xác khá cao: 1 −

ε P ,C − Pb2+
CPb2+

= 1−

0.00014
= 0.9854 = 98.54%
0.00963

Kết quả của hai phương pháp chuẩn độ Pb 2+ là gần bằng nhau. Cho thấy hai phương
pháp đều có thể xác định hàm lượng của ion chì.
Từ tím đỏ chuyển sang vàng chanh không dễ quan sát, thường rất dễ sai số thừa vì xác
định sai màu vàng chanh.
12. Xác định nồng độ Zn2+ theo dung dịch chuẩn EDTA 0.01000N:
12.1. Giới thiệu:
Cần xác định chính xác nồng độ dung dịch kẽm khoảng 0.01N để dùng chuẩn độ ngược
cho các thí nghiệm về sau.
12.2. Phản ứng chuẩn độ:
Zn + Y → ZnY
Phản ứng chỉ thị:
In + Zn → ZnIn
Vàng chanh
Hồng tím
12.3. Cách thức tiến hành:
Nạp dung dịch Zn2+ vào buret. Từ buret chứa EDTA 0.01000N lấy 10.00 dung dịch
EDTA cho vào erlen. Thêm 5ml dung dịch đệm acetat pH = 5, 1-2 giọt chỉ thị XO pha sẵn, lắc
đều. Chuẩn độ bằng dung dịch Zn 2+ đến khi có sự chuyển màu từ vàng chanh sang hồng tím.
Làm 3 lần, ghi thể tích trung bình.
12.4. Số liệu thực nghiệm:
16


Dung dịch ETDA 0.01000N
Chỉ thị XO
Xác định Zn2+
VEDTA(ml)
V1
8.75

V2
8.80

V3
8.85

Vtb
8.80

12.5. Kết quả và thảo luận:
σ
0.030
ε 0.95,V −buret = z0.95 * buret = 1.96*
= 0.034
VEDTA

3
= ( 10.000 ± 0.034 ) m l

3

N EDTA = ( 0.01000 ± 0.00012 ) N
s
0.05
= 4.30*
= 0.12
3
3
= ( 8.80 ± 0.12 ) ml

2
ε 0.95,V − Zn2+ = t0.95
*

VZn2+

N Zn2+ =

N ETDA *VETDA 0.01000*10.000
=
= 0.011364
VZn2+
8.80
2

ε 0.95, N − Zn2+

2

 N 2+
  N 2+
  N 2+
=  Zn * ε N ETDA ÷ +  Zn * εVETDA ÷ +  Zn * εV 2+
Zn
 N ETDA
  VETDA
  VZn2+
2

2

2


÷
÷


2

 0.011364
  0.011364
  0.011364

= 
*0.00012 ÷ + 
*0.034 ÷ + 
*0.12 ÷ = 0.00021
 0.01000
  10.000
  8.80

N Zn2+ = ( 0.01136 ± 0.00021) N

Nồng độ kẽm ảnh hưởng kết quả của các thí nghiệm về sau, do đó cần thận trọng khi
chuẩn độ để tránh xác định sai nồng độ Zn2+.
13. Xác định hỗn hợp Fe3+ và Al3+ với chỉ thị XO bằng phương pháp chuẩn độ ngược:
13.1. Giới thiệu:
Phương pháp chuẩn độ ngược: Cho chất định phân M tác dụng với lượng dư chính xác

của chất Y tạo ra MY. Dùng N chuẩn độ lượng Y còn dư trong dung dịch. Dựa nào nồng độ,
liều lượng của N để xác định chất M.
13.2. Phản ứng chuẩn độ:
Fe3+ và Al3+ cùng tạo phức với Y:
Fe + Y → FeY
Al + Y → AlY
Phản ứng chuẩn độ ngược:
Zn + Y → ZnY
Phản ứng chỉ thị:
In + Zn → ZnIn
In- có màu vàng chanh, ZnIn màu hồng tím.
17


Hiện tượng: Có sự chuyển màu dung dịch từ vàng chanh sang hồng tím.
13.3. Giải thích lí thuyết:
Zn2+ chỉ tạo phức với lượng Y còn dư chứ không phá hủy được phức FeY và AlY
đã tạo ra từ trước do pKAlY > pKZnY và pKFeY > pKZnY. Đây cũng là điều kiện chuẩn độ ngược
nói chung.
13.4. Cách thức tiến hành:
Từ buret xả một lượng dư chính xác dung dịch EDTA 0.01000N (25ml) vào erlen,
thêm vào 10.00ml hỗn hợp kiểm tra, 5ml đệm acetat pH = 5, lắc đều. Đun sôi 2 phút để phản
ứng tạo phức của Fe3+ và Al3+ xảy ra hoàn toàn. Để nguội, thêm hai giọt chỉ thị XO rồi chuẩn
bằng dung dịch kẽm (vừa xác định ở trên) cho đến khi chuyển màu từ vàng chanh sang hồng
tím. Làm 3 lần, ghi kết quả trung bình VI.
13.5. Số liệu thực nghiệm:
Dung dịch Zn2+ 0.01136N
Chỉ thị XO
Xác định tổng Al3+ + Fe3+
V(I)Zn(ml)

V1
14.55

V2
14.60

V3
14.65

13.6. Kết quả và thảo luận:
σ
0.0070
ε 0.95,V − pipet = z0.95 * pipet = 1.96*
= 0.0079
3
Vhh = ( 10.0000 ± 0.0079 ) ml

3

N EDTA = ( 0.01000 ± 0.00012 ) N

σ buret
0.030
= 1.96*
= 0.034
3
3
= ( 25.000 ± 0.034 ) ml

ε 0.95,V −buret = z0.95 *

V∑ EDTA

s
0.05
= 4.30*
= 0.12
3
3
= ( 14.60 ± 0.12 ) ml

2
ε 0.95,V − Zn2+ = t0.95
*

VZn2+

N Zn2+ = ( 0.01136 ± 0.00021) N

VEDTA =

N Zn2+ *VZn2+

ε 0.95,V − EDTA

N EDTA

=

0.01136*14.60
= 16.5856

0.01000

V
=  EDTA * ε N 2+
 N 2+
Zn
 Zn

2

  VEDTA
+
* εV 2+
÷
÷  V 2+
Zn
  Zn

2

2

  VEDTA

+
* ε N EDTA ÷
÷
÷  N EDTA



18

Vtb
14.60


2

2

2

 16.5856
  16.5856
  16.5856

= 
*0.00021÷ + 
*0.12 ÷ + 
*0.00012 ÷ = 0.39
 0.01136
  14.60
  0.01000


VEDTA = ( 16.59 ± 0.39 ) ml

∆VEDTA = V∑ EDTA − VEDTA = 25.000 − 16.59 = 8.41

ε 0.95,∆V − EDTA = εV2 −∑ EDTA + εV2 − EDTA = 0.0342 + 0.392 = 0.39
∆VEDTA = ( 8.41 ± 0.39 ) ml
N hh =

N EDTA * ∆VEDTA 0.01000*8.41
=
= 0.00841
Vhh
10.0000
2

ε 0.95, N − hh

2

2


 N
  N hh
 N
=  hh * ε N EDTA ÷ + 
* ε ∆VEDTA ÷ +  hh * εVhh ÷
 N EDTA
  ∆VEDTA
  Vhh

2

2

2

 0.00841
  0.00841
  0.00841

= 
*0.00012 ÷ + 
*0.39 ÷ + 
*0.0079 ÷ = 0.00040
 0.01000
  8.41
  10.0000

N hh = ( 0.00841 ± 0.00040 ) N

Trong điều kiện tiến hành chuẩn độ là pH = 5, ta có Al 3+ và Fe3+ tồn tại dưới dạng phức
hydroxo, muốn chuẩn độ trực tiếp phải tiến hành phá vỡ phức hydroxo → phản ứng với EDTA
xảy ra rất chậm, không phù hợp yêu cầu của một phản ứng chuẩn độ nên không thể chuẩn độ
trực tiếp. Nên chuẩn độ ngược trong trường hợp này được xem như giải pháp tối ưu. Việc đun
nóng hỗn hợp sau khi cho một lượng dư chính xác EDTA nhằm để cho phản ứng xảy ra nhanh
hơn và hoàn toàn.
Thực tế chuẩn độ ngược chỉ có thể thực hiện được một khi thỏa điều kiện: Phức của kim
loại cho vào để chuẩn độ lượng EDTA còn dư phải kém bền hơn so với phức của kim loại đã
tạo thành với EDTA trước đó. Nghĩa là trong phần giới thiệu ở trên pKMY phải lớn hơn pKNY.
14. Xác định riêng Al3+ từ hỗn hợp bằng phương pháp chuẩn độ ngược:
14.1. Giới thiệu:
Do Al3+ đã tạo phức với EDTA, nên để chuẩn độ lượng Al 3+ cần phải tiến hành phép
chuẩn độ thay thế. Bằng việc cho NaF vào để Al 3+ tạo phức với F- bền hơn phức tạo với EDTA.

Lượng EDTA giải phóng ra đúng bằng lượng Al3+ sẽ được chuẩn bởi dung dịch Zn2+.
14.2. Phản ứng chuẩn độ:
AlY + 6F → AlF6 + Y
Zn + Y → ZnY
Phản ứng chỉ thị:
In + Zn → ZnIn
Hiện tượng: có sự chuyển màu từ vàng chanh sang hồng tím.
14.3. Cách thức tiến hành:
Tiếp tục thêm 5ml dung dịch bão nào NaF. Đun sôi 2 phút để phản ứng tạo phức AlF 6
xảy ra hoàn toàn. Để nguội, thêm 1-2 giọt chỉ thị XO, lắc đều. Chuẩn độ bằng dung dịch kẽm
0.01136N đến khi chuyển màu từ vàng chanh sang hồng tím. Làm 3 lần, ghi lại kết quả trung
bình VII.
19


14.4. Số liệu thực nghiệm:
Dung dịch Zn+ 0.01136N
Chỉ thị XO
Xác định Al3+
V(II)Zn(ml)
V1
3.70

V2
3.60

V3
3.65

Vtb

3.65

14.5. Kết quả và thảo luận:
s
0.05
= 4.30*
= 0.12
3
3
= ( 3.65 ± 0.12 ) ml

2
ε 0.95,V − Zn2+ = t0.95
*

VZn2+

N Zn2+ = ( 0.01136 ± 0.00021) N

ε 0.95,V − pipet = z0.95 *

σ pipet

= 1.96*

3
Vhh = ( 10.0000 ± 0.0079 ) m l
N Al 3+ =

N Zn2+ *VZn2+

ε 0.95, N − Al 3+

Vhh

=

0.0070
= 0.0079
3

0.01136*3.65
= 0.0041464
10.0000

 N 3+
=  Al * ε N 2+
 N 2+
Zn
 Zn

2

  N Al 3+
+
* ε V 2+
÷
÷  V 2+
Zn
  Zn

2

2

2

  N Al 3+

+
* ε Vhh ÷
÷
÷  Vhh


2

2

 0.0041464
  0.0041464
  0.0041464

= 
*0.00021÷ + 
*0.12 ÷ + 
*0.0079 ÷ = 0.00016
 0.01136
  3.65
  10.0000


N Al 3+ = ( 0.00415 ± 0.00016 ) N

Việc đun nóng sẽ giúp cho phản ứng thay thế xảy ra nhanh và hoàn toàn hơn. Việc cho
chất chỉ thị vào hỗn hợp định phân thực hiện ở nhiệt độ thường, trừ trường hợp bắt buộc mới
tiến hành sử dụng chỉ thị khi hỗn hợp nóng. Nhiệt độ cao có thể phá hủy chỉ thị.
Từ hai thí nghiệm trên, ta thấy rằng khi chuẩn độ riêng Al 3+ hay hỗn hợp có Al3+ trong
đó thường phải dùng phương pháp chuẩn độ ngược. Do nhôm có khả năng tạo phức hidroxo
khá bền, sẽ khó tạo phức với EDTA, không phù hợp với phương pháp chuẩn độ trực tiếp. Mặc
khác, có thể do khoảng bước nhảy của Al 3+ khá hẹp hoặc không có một chỉ thị nào có khả năng
tạo ra pAl cuối nằm trong khoảng bước nhảy nên nhìn chung chuẩn độ Al 3+ bằng phương pháp
trực tiếp là một điều hết sức khó khăn. Trong trường hợp này, chuẩn độ ngược hay chuẩn thay
thế là phương pháp tối ưu nhất.
15. Xác định riêng Fe3+ bằng EDTA 0.01000N với chỉ thị SSA:
15.1. Giới thiệu:
Ta thực hiện chuẩn độ riêng Fe3+ rồi so sánh với cách chuẩn độ chung hỗn hợp Al 3+ +
3+
Fe ở phía trên để so sánh sự sai khác giữa hai cách làm này.
15.2. Cách thức tiến hành:
20


Lấy 10.00ml mẫu, thêm NH3 và lắc mạnh đến thoáng đục thì cho thêm vài giọt HCl cho
tan, muc đích của viêc này là nhằm trung hòa lượng acid dư trong dung dịch mẫu. Hai ion kim
loai này dược pha trong môi trường acid nên cần trung hòa lại. Lúc đầu ta cho thêm NH 3 đến
thấy thoáng đục thì dung dịch đã dư một ít NH 3, do đó ta phải thêm vài giọt HCl để đưa về pH
bằng 7 (thấy dung dịch trong trở lại). Nhưng phản ứng chuẩn độ này phải đươc thực hiện ở pH
= 2, nên ta tiếp tục cho thêm 1ml HCl 1: 2 để đưa pH về gần bằng 2. Dung dịch phải được đun
nóng đến 700C để phản ứng chuẩn độ xảy ra tức thời. Tiếp theo ta thêm chỉ thị SSA và chuẩn
độ dung dịch ngay lúc còn nóng để phản ứng chuẩn độ xảy nhanh và có tính định lượng.
Hiện tượng: Dung dịch chuyển màu từ hồng tím sang vàng nhạt hoặc không màu.

15.3. Số liệu thực nghiệm:
Dung dịch EDTA 0.01000N
Chỉ thị SSA
Xác định Fe3+
VY(ml)
V1
4.90

V2
4.95

V3
4.90

15.4. Kết quả và thảo luận:
σ
0.0070
ε 0.95,V − pipet = z0.95 * pipet = 1.96*
= 0.0079
VFe3+

3
= ( 10.0000 ± 0.0079 ) m l

3

N EDTA = ( 0.01000 ± 0.00012 ) N
s
0.0288675
= 4.30*

= 0.072
3
3
= ( 4.917 ± 0.072 ) ml

2
ε 0.95,V − EDTA = t0.95
*

VEDTA

N Fe3+ =

N ETDA *VETDA 0.01000* 4.917
=
= 0.004917
VFe3+
10.0000
2

ε 0.95, N − Fe3+

2

 N 3+
  N 3+
  N 3+
=  Fe * ε N ETDA ÷ +  Fe * εVETDA ÷ +  Fe * εV 3+
Fe
 N ETDA

  VETDA
  VFe3+
2

2

2


÷
÷


2

 0.004917
  0.004917
  0.004917

= 
*0.00012 ÷ + 
*0.072 ÷ + 
*0.0079 ÷ = 0.000093
 0.01000
  4.917
  10.0000

N Fe3+ = ( 0.004917 ± 0.000093) N

Độ chính xác: 98.11%

So sánh với cách tính ra nồng độ Fe3+ từ nồng độ tổng:
N Fe3+ = N hh − N Al 3+ = 0.00841 − 0.00415 = 0.00426

ε 0.95, N − Fe3+ = ε N2 hh + ε N2

Al 3+

= 0.000402 + 0.000162 = 0.00043

N Fe3+ = ( 0.00426 + 0.00043) N

Độ chính xác: 89.91%
21

Vtb
4.917


Kết quả thu được từ hai phương pháp sai khác nhau khá nhiều nên khó có thể kết luận
phương pháp nào tối ưu hơn. Tuy nhiên theo nhận xét chủ quan, cách xác định nồng độ Fe 3+
theo phương pháp trực tiếp sẽ có độ đúng cao hơn do tránh được nhiều giai đoạn trung gian
phức tạp.
Trong điều kiện để chuẩn độ, Al 3+ không bị chuẩn độ bởi EDTA và không cản trở phép
'
'
'
'
xác định Fe3+ do ở pH = 2 pK FeY = 11.44 , pK AlY = 1.69 và pK FeIn = 14.05 − pK In ( H ) = 3.72 ,
'
pK AlIn

= 13.20 − pK In' ( H ) = 2.87 . Giả sử CFe3+ = 0.01M , khoảng bước nhảy tính gần đúng sẽ là
4.30 ÷ 9.44 . Do đó pFe cuối = 3.72 + 1 = 4.72.

pK

'
AlIn

Ngoài ra, chỉ thị SSA còn có tác dụng “che” Al 3+ khi tiến hành chuẩn độ trực tiếp Fe 3+ (
= 13.20 − pK In' ( H ) = 2.87 tại pH = 2). Do đó có tính chọn lọc rất cao.

PHẦN KIỂM TRA
Lí thuyết và thao tác tiến hành: như trên.
Sinh viên: Tô Kim Cần
MSSV: 1014021
MS dung dịch kiểm tra: 07
1. Số liệu thực nghiệm:
Dung dịch EDTA 0.01000N
Chỉ thị SSA
Xác định Fe3+
VY(ml)
V1
13.05

V2
13.10

V3
13.00

2. Kết quả xử lí số liệu:
σ
0.0070
ε 0.95,V − pipet = z0.95 * pipet = 1.96*
= 0.0079
VFe3+

3
= ( 10.0000 ± 0.0079 ) m l

3

N EDTA = ( 0.01000 ± 0.00012 ) N
s
0.05
= 4.30*
= 0.12
3
3
= ( 13.05 ± 0.12 ) ml

2
ε 0.95,V − EDTA = t0.95
*

VEDTA

N Fe3+ =

N ETDA *VETDA 0.01000*13.05

=
= 0.01305
VFe3+
10.0000
2

ε 0.95, N − Fe3+

2

 N 3+
  N 3+
  N 3+
=  Fe * ε N ETDA ÷ +  Fe * εVETDA ÷ +  Fe * εV 3+
Fe
 N ETDA
  VETDA
  VFe3+
22

2


÷
÷


Vtb
13.05

2

2

2

 0.01305
  0.01305
  0.01305

= 
*0.00012 ÷ + 
*0.12 ÷ + 
*0.0079 ÷ = 0.00020
 0.01000
  13.05
  10.0000

N Fe3+ = ( 0.01305 ± 0.00020 ) N

Sinh viên: Lê Ngọc Cường
MSSV: 1014029
MS dung dịch kiểm tra: 65
1. Số liệu thực nghiệm:
Dung dịch EDTA 0.01000N
Chỉ thị SSA
Xác định Fe3+
VY(ml)
V1

10.90

V2
10.85

V3
10.90

2. Kết quả xử lí số liệu:
σ
0.0070
ε 0.95,V − pipet = z0.95 * pipet = 1.96*
= 0.0079
VFe3+

3
= ( 10.0000 ± 0.0079 ) m l

3

N EDTA = ( 0.01000 ± 0.00012 ) N
s
0.0288675
= 4.30*
= 0.072
3
3
= ( 10.883 ± 0.072 ) ml

2

ε 0.95,V − EDTA = t0.95
*

VEDTA

N Fe3+ =

N ETDA *VETDA 0.01000*10.883
=
= 0.010883
VFe3+
10.0000
2

ε 0.95, N − Fe3+

2

 N 3+
  N 3+
  N 3+
=  Fe * ε N ETDA ÷ +  Fe * εVETDA ÷ +  Fe * εV 3+
Fe
 N ETDA
  VETDA
  VFe3+
2

2

2


÷
÷


2

 0.010883
  0.010883
  0.010883

= 
*0.00012 ÷ + 
*0.072 ÷ + 
*0.0079 ÷ = 0.00015
 0.01000
  10.883
  10.0000

N Fe3+ = ( 0.01088 ± 0.00015 ) N

23

Vtb
10.883


24