BÀI GIẢNG cơ sở hóa PHÂN TÍCH

-Cơ sở hoá phân tích -

BÀI GIẢNG CƠ SỞ HÓA PHÂN TÍCH

-1-


-Cơ sở hoá phân tích -

BÀI MỞ ĐẦU
I/ Đối tượng và nhiệm vụ của hóa học phân tích.
Hóa học phân tích là một ngành khoa học nghiên cứu về thành phần hóa học của
các chất.
Thành phần hóa học của một chất bao gồm: Thành phần về tính và thành phần về
lượng, do vậy hóa phân tích gồm phân tích định tính và phân tích định lượng.
- Phân tích định tính: Nghiên cứu các phương pháp xác định về tính nghĩa là xem
trong mẫu khảo sát có hợp chất nguyên tố nào nhiều hay ít.
- Phân tích định lượng: Nghiên cứu các phương pháp xác định về lượng tức là
tìm tỉ lệ chính xác của các thành phần có trong chất khảo sát.
Khi xác định thành phần hóa học của một chất chưa biết bao giờ cũng phải tiến
hành phân tích định tính trước khi phân tích định lượng, vì phải dựa vào kết quả PTĐT
thì mới có thể đề ra đường lối và chọn phương pháp PTĐL thích hợp. Với những
nhiệm vụ trên, hóa học phân tích có vị trí rất quan trọng đối với lĩnh vực hóa học và sự
phát triển của các ngành khoa học khác.
Ngày nay hóa học phân tích đang phát triển mạnh mẽ có tác dụng đối với các
ngành kỹ thuật sản xuất nền kinh tế quốc dân.
II/ Sơ lược lịch sử phát triển của ngành hóa học phân tích.
Hóa học phân tích ra đời và phát triển gắn liền với sự phát triển của sản xuất và
sự tiến bộ của các ngành khoa học kỹ thuật khác. Ngay từ thời thượng cổ khi nền sản
xuất đầu tiên ra đời (đồ gốm, luyện kim) đã làm nảy sinh yêu cầu phải kiểm tra chất
lượng nguyên liệu đưa vào sản xuất và sản phẩm làm ra, do đó đòi hỏi phải tìm ra

phương pháp phân tích các chất, trong giai đoạn này hóa học phân tích đạt được những
kết quả nhất định dựa vào kinh nghiệm thực hành, chưa có cơ sở lý thuyết rõ rệt.
Từ cuối thế kỷ XVII đến giữa thế kỷ XIX hóa học phân tích phát triển mạnh và
nhanh chóng.
Khoảng giữa thế kỷ XVII nhà bác học người Anh Xbôilơ đã sắp xếp thành hệ
thống tất cả các phản ứng định tính được biết lúc bấy giờ và tìm ra một số chất màu
thân mộc làm chất chỉ thị để phát hiện ra axit-bazơ và chính ông đặt ra danh từ “phân
tích” cho ngành khoa học này.
Giữa thế kỷ XVIII nhà bác học Nga-Lômônôxôp đã đặt cơ sở đầu tiên cho ngành
phân tích định lượng. Sang nửa cuối thế kỷ XVIII Lômônôxôp và Prysli (Anh) đã đưa
ra cơ sở phương pháp phân tích khí, đã tách được một số chất đơn giản: H 2, O2, Cl2 xác
định được thành phần của không khí (1774), thành phần của nước (1783) và nhiều hợp
chất hữu cơ khác.
Từ nữa thế kỷ XIX khi định luật tuần hoàn Mendeleep và thuyết cấu tạo hóa học
Butlêrôp ra đời đã đưa hóa học phân tích đến bước phát triển mới, tìm ra nhiều phương
pháp để phát hiện các ion và định lượng chúng, song song với phương pháp phân tích
hóa học thì phân tích hóa lý cũng ra đời cuối thế kỷ XIX. Từ đầu thế kỷ XX với thành
tựu của khoa học kỹ thuật hiện đại thì các phương pháp PT cực phổ, PT quang phổ, PT
so màu, PT sắc ký...ra đời.
Ngày nay hóa học phân tích phát triển đáp ứng đầy đủ các lĩnh vực khoa học kỹ
thuật và nền kinh tế quốc dân.
-2-


-Cơ sở hoá phân tích -

CHƯƠNG 1
CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN TRONG HOÁ PHÂN TÍCH
1.1.CÂN BẰNG CỦA PHẢN ỨNG HÓA HỌC XẢY RA TRONG DUNG DỊCH
1.1.1. Tốc độ phản ứng hóa học và định luật tác dụng khối lượng.

1.1.1.1. Khái niệm về tốc độ phản ứng - Hệ đồng thể.
- Tốc độ của phản ứng được biểu diễn bằng sự biến thiên nồng độ của các chất
phản ứng trong một đơn vị thời gian.
- Tốc độ phản ứng phụ thuộc vào bản chất của các chất tham gia, nhiệt độ, nồng
độ, chất xúc tác…
- Hệ đồng thể là đồng nhất về thể loại (tức là trong dung dịch chỉ có một pha),
các ion trong dung dịch dễ phản ứng, phản ứng nhanh, những tín hiệu dễ nhận biết.
1.1.1.2. Định luật tác dụng khối lượng.
Nồng độ là yếu tố ảnh hưởng tới tốc độ của phản ứng. Sự phụ thuộc của tốc độ
phản ứng vào nồng độ được biểu diễn bằng định luật tác dụng khối lượng.
“Tốc độ của phản ứng hóa học tỉ lệ thuận với tích số nồng độ của các chất tham
gia phản ứng”.
V = k . [A] . [B]
Trong đó:
k: Hằng số tốc độ phản ứng (k phụ thuộc vào bản chất của các chất tham
gia phản ứng, nhiệt độ, không phụ thuộc vào nồng độ). Suy ra: k chính là tốc độ của
phản ứng khi nồng độ của mỗi chất xác định đều bằng 1mol/lit.
Ví dụ: ta có phản ứng
2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3
Theo ĐL tác dụng khối lượng ta có:
V = k . [SO2]2 .[O2] (1)
Nếu khi tăng nồng độ SO2 lên làm 3 lần thì tốc độ phản ứng thay đổi như thế
nào?
V' = k . [3SO2]2 .[O2] = 9k[SO2]2 .[O2]
Từ (1) và (2) suy ra: Tốc độ phản ứng tăng lên 9 lần.
Phản ứng tổng quát:
mA + nB ↔ pC + qD

(2)

Thì
V = k . [A]m . [B]n
1.1.2. Cân bằng hoá học.
1.1.2.1. Phản ứng thuận nghịch và trạng thái cân bằng.
- Các phản ứng hóa học xảy ra đồng thời theo hai chiều ngược nhau gọi là phản
ứng thuận nghịch
0

300 C
H 2 + I 2 ←
→ 2HI

-3-


-Cơ sở hoá phân tích -

Ta có:
VT = kT . [H2] . [I2]
VN = kN . [HI]2
- Trạng thái cân bằng là trạng thái của một phản ứng hóa học thuận nghịch mà ở
đó tốc độ của phản ứng thuận bằng tốc độ phản ứng nghịch do đó nồng độ các chất
trong phản ứng không đổi.
Tại thời điểm cân bằng:
VT = VN hay kT . [H2] . [I2] = kN . [HI]2
kT
[ HI ] 2 = K
=
k N [ H 2 ][ I 2 ]

K: Là hằng số cân bằng không đổi ở những điều kiện bên ngoài không đổi
Trạng thái cân bằng của hệ trên gọi là trạng thái cân bằng động.
Đặc điểm của trạng thái cân bằng.
+ Không thay đổi theo thời gian nếu các điều kiện (t0, p….) không đổi.
+ Nếu thay đổi điều kiện thì cân bằng cũ bị phá vỡ.
+ Đối với một hệ nghiên cứu chỉ có một trạng thái cân bằng .
1.1.2.2. Biểu thức hằng số cân bằng của phản ứng hoá học và ý nghĩa.
mA + nB ↔ pC + qD
Xét phản ứng:
K
[ C] [ D]
K= T =
K N [ A ] m [B ] n
P

Ta có:

q

Định luật tác dụng khối lượng áp dụng cho trạng thái cân bằng:
“ở điều kiện bên ngoài (t0, p…) nhất định khi một phản ứng hóa học đạt tới trạng
thái cân bằng thì tỉ số giữa tích số nồng độ các chất tạo thành (với luỹ thừa tương ứng)
và tích số nồng độ các chất tham gia phản ứng (với luỹ thừa tương ứng) là một hằng số
đó là hằng số cân bằng của phản ứng hoá học”
Hằng số cân bằng (K): là đại lượng đặc trưng cho khả năng phản ứng của các
phản ứng thuận nghịch, K càng lớn thì phản ứng xảy ra càng hoàn toàn và ngược lại.
(Khác với V, K không phụ thuộc vào nồng độ các chất).
Biểu thức K xác định điều kiện cân bằng của một phản ứng thuận nghịch và nói
lên mối quan hệ giữa hằng số cân bằng và nồng độ của các chất trong phản ứng ở trạng
thái cân bằng tức là chiều của phản ứng.

1.1.3. Sự chuyển dịch cân bằng và cách điều khiển chiều của phản ứng thuận
nghịch.
Khi thay đổi điều kiện bên ngoài (t o, C, p…) thì cân bằng bị phá vỡ, tốc độ phản
ứng thuận và nghịch không đều nữa, sau đó cân bằng mới được thiết lập với nồng độ
các chất trong phản ứng khác trước quá trình đó gọi là sự chuyển dịch cân bằng. Nó
tuân theo nguyên lý chuyển dịch cân bằng của Lơsăctơlie: “ Khi một hệ đang ở trạng
thái cân bằng, nếu ta thay đổi một trong các điều kiện: nhiệt độ, nồng độ, áp suất, thì
cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều nào có tác dụng chống lại sự thay đổi đó.”
Dựa vào nguyên lý này ta có thể điều khiển được trạng thái cân bằng của phản
ứng, nghĩa là điều khiển được chiều của phản ứng.
Ví dụ:
Muốn phản ứng xảy ra theo chiều thuận ta tăng nồng độ của chất phản ứng hoặc
giảm nồng độ chất tạo thành hay có thể thay đổi áp suất, nhiệt độ, xúc tác….nếu là hệ
cân bằng của các chất khí.
-4-


-Cơ sở hoá phân tích -

Theo nguyên lý Lơsăctơlie các chất tạo thành sau phản ứng là các chất kết tủa,
khí, bay hơi, điện ly yếu (độ bền cao…) thì có lợi cho phản ứng phân tích.
1.2. CHẤT ĐIỆN LY YẾU TRONG DUNG DỊCH.
1.2.1. Sự phân ly và phương trình ion.
Chất điện ly trong dung dịch phân ly thành ion (cation, anion) nên dung dịch điện
ly dễ dẫn điện các chất điện ly trong dung dịch dễ tham gia phản ứng.
Khả năng phân ly của chất điện ly là khác nhau nó phụ thuộc vào bản chất và
nồng độ chất điện ly phụ thuộc vào nhiệt độ và dung môi hòa tan.
Chất điện ly mạnh phân ly hoàn toàn:
HCl → H + + Cl NaOH → Na + + OH NaCl → Na + + Cl Chất điện ly yếu phân ly không hoàn toàn trong dung dịch, quá trình phân ly
thuận nghịch

+

NH 4 OH ↔ NH 4 + OH CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO -

Khi cho dung dịch NaCl và dung dịch AgNO3 trộn lẫn vào nhau thì có phản ứng.
Ta có phương trình phản ứng ion:
Na+ + Cl- + Ag+ + NO3- → Na+ + NO3- + AgCl↓
Phản ứng chỉ xảy ra giữa Ag+ + Cl- nên khi viết các phản ứng của các chất điện
ly trong dung dịch cần viết dưới dạng phương trình rút gọn:
Ag + + Cl- → AgCl ↓
1.2.2. Độ điện ly và hằng số điện ly của chất điện ly yếu.
1.2.2.1. Độ điện ly α : Là đại lượng đặc trưng cho mức độ phân ly cụ thể của các chất
điện ly trong dung dịch.
C
α= i
C
Trong đó:
Ci: Số phân tử đã phân ly
C: Số phân tử đem hòa tan
C
%α = i .100
Suy ra:
C
Ci càng tăng thì %α càng tăng
Với chất điện ly mạnh α = 1 tức %α = 100
Với chất điện ly yếu α < 1 thì %α < 100
Ví dụ:
Dung dịch H2SO3 0.05M chỉ có 0.01 phân tử gam phân ly thành ion.
C
0.01

= 0.2 Hoặc %α = 20%
Vậy α = i =
C 0.05
1.2.2.2. Hằng số phân ly của các chất điện ly yếu.
Xét cân bằng:
-5-


-Cơ sở hoá phân tích -

CH3COOH ↔ H+ + CH3COOKhi đạt trạng thái cân bằng, theo định luật tác dụng khối lượng
[ H + ] × [CH 3COO − ] = K
K=
(1)
pl
[ CH 3COOH]
K: Là hằng số điện ly được tính bằng tỉ số giữa tích nồng độ của các ion được
phân ly ra trong dung dịch (với luỹ thừa tương ứng) trên nồng độ của chất tan ở trạng
thái cân bằng.
Đối với các đa axit yếu như H2S:
H2 S

H+

+

HS-

HS-

H+

+

S2-

H2 S

2H+

K H2S =

[H+].[HS-]
[H2 S]
[H+].[S2-]
K2 =
[HS-]

K1 =

+ S2-

[ H ] [ S ] = K .K
+ 2

2−

[H2S]

1

(2)

2

Kpl: Hằng số phân ly không phụ thuộc vào nồng độ của các chất điện ly chỉ phụ
thuộc vào bản chất của chất, nhiệt độ, dung môi hòa tan.
* Mối quan hệ giữa Kpl và độ điện ly α .
Trở lại ví dụ trên ta có :
CH3COOH ↔
H+ + CH3COOC
0
0
C: Nồng độ ban đầu
α: Độ điện ly
Khi đạt trạng thái cân bằng: C - αC
αC
αC
K pl = K CH 3COOH =

viết:

(α .C ) 2

=

C − α .C

(α .C ) 2
C.(1 − α )

α 2 .C
K pl =
1− α
Nếu chất điện ly phân ly rất yếu tức α nhỏ hơn niều so với 1 (α<< 1) thì ta có thể
K pl

Kpl = α2C ⇒ α =

C

1.3. SỰ PHÂN LY CỦA NƯỚC VÀ ĐỘ pH CỦA DUNG DỊCH
1.3.1. Khái niệm độ pH.
Nước là dung môi, nước là chất điện ly yếu tuy vậy vẫn có sự phân ly:
H 2 O ↔ H + + OH −
ở 25oC [H2O] = 55,56M
K pl =

[ H ] × [OH ] = [ H ] × [OH ] = 1,8.10
+

−

[ H O]
2

+

−

55,56

Hay:
[H+][OH-] = 1,8.10-16 x 55,56 = 10-14
-6-

−16


-Cơ sở hoá phân tích -

Ở 250C:
[H+].[OH-] = 10-14 (Hằng số tích số ion của nước)
Độ pH (hay chỉ số hydro) của dung dịch là đại lượng dùng để biểu thị tính chất
của dung dịch và có mối quan hệ với nồng độ ion H+ qua biểu thức sau:
pH = - lg [H+].
pH = - lg 10-7 = 7
pH + pOH = 14
pOH = - lg 10-7 = 7
Môi trường axit pH <7 và môi trường bazơ pH >7.
Thước đo chỉ số pHdd từ 1 → 14 (axit→ trug tính → kiềm)
Trong hóa học người ta dùng chỉ thị axit bazơ để kiểm tra giá trị pH của dung
dịch (giấy chỉ thị vạn năng).
1.3.2. Tính pH của các dung dịch.
1.3.2.1. pH của các dung dịch axit mạnh và bazơ mạnh.
Trong dung dịch thì các axit mạnh hay bazơ mạnh phân ly hoàn toàn cho nên
+
[H ] hay [OH-] chính bằng nồng độ của axit hay bazơ lúc chưa phân ly, còn sự phân ly
của nước không đáng kể, nên bỏ qua.
[H+]dd = [HA]ban đầu

HA → H + + A −
pH = -lg [H+] = -lg [HA]
Ví dụ:.
Tính độ pH của các dung dịch HCl 0.1M và dung dịch NaOH 0.01N
(phân ly hoàn toàn)
HCl → H + + Cl −
o
C
0.1
[]
0.1
pH = -lg 10-1 = 1
NaOH → Na + + OH −

Co
0.01
[]
0.01 0.01
-2
pOH = -lg 10 = 2 ⇒ pH = 14 – pOH = 14 – 2 = 12
1.3.2.2. Tính pH của các dung dịch axit yếu và bazơ yếu.
Axit yếu và bazơ yếu là chất điện ly yếu trong dung dịch chúng điện ly không
hoàn toàn, muốn tính độ pH ta phải dựa vào hằng số K pl và bỏ qua sự phân ly của
nước.
- Hệ axit yếu: Tính pH của dung dịch CH3COOH 0,1M. Biết Ka = 1,8.10-5 (Ka là
hằng số phân ly của axit).
CH3COOH ↔ H+ + CH3COO(C0)
0,1
0
0

[]
0,1-x
x
x
K HAC =

x2
= 1,8.10 −5 cho x << 0.1
0.1 − x

x2 = 1,8.10-5.10-1 ⇒ x = 1,8.10 −6 = 1,34.10 −3
-7-


-Cơ sở hoá phân tích -

pH = -lg 1,34.10-3 = 2,87
Ta rút ra công thức tổng quát sau.

Vậy

x2
= K HAc giải nhanh ⇒ x = K HAc .C 0
0
C
pH = - lgx = ½ (-lg KHAc – lg CoHAc)
pH = ½ (pKaxit – lg Coaxit)

- Hệ bazơ yếu: Tính pH của dung dịch NH4OH 0.5M biết KNH4OH = 1,79.10-5
NH4+

NH4OH
C0

0.5

[]

0.5 - x

k NH OH =
4

Cho

+

x

OH-

x

2

x
= 1,79.10 −5
0.5 − x

x << 0.5 ⇒ x = 1,79.10 −5 × 0.5 = 1,79 × 5 × 10 −6

[OH-] = x = 2,99. 10-3 ⇒ pOH = - lg 2,99.10-3 = 2,53
pH = 14 – pOH = 14 – 2.53 = 11,47

Công thức tổng quát:
pH = 14 - ½ (pKbazơ – lg Cobazơ)

1.3.2.3. Tính độ pH của các dung dịch đa axit yếu và đa bazơ yếu.
Các đa axit yếu như: H 3PO4, H2CO3, H2S ...và các đa bazơ yếu như Na 3PO4,
Na2CO3... là những chất điện ly yếu trong dung dịch phân ly thành nhiều nấc với
những giá trị Kpl tương ứng.
Ví dụ: H3PO4 trong dung dịch phân ly
H3PO4 ↔ H+ + H2PO4- K1 = 7,5. 10-3
H2PO4- ↔ H+ + HPO42- K2 = 6,2. 10-8
HPO42- ↔ H+ + PO43K3 = 4,2. 10-13
Muốn tính [H+] của từng nấc ta dựa vào các giá trị K pl. Trong thực tế đối với các
đa axit yếu và đa bazơ yếu thì chỉ có K 1 lớn còn K2 và K3 nhỏ (không đáng kể) để đơn
giản cho việc tính toán, người ta coi [H +] hay [OH-] của dung dịch chỉ do nấc đầu tiên
phân ly ra.
Ví dụ:
K2, K3 của H3PO4 << so với K1 nên tính pHdd chỉ coi H3PO4 phân ly một nấc
đầu (tính theo K1)
1.3.2.4. Tính pH của dung dịch đệm.
-8-


-Cơ sở hoá phân tích -

- Khái niệm: Dung dịch đệm là những dung dịch của một axit yếu hay bazơ yếu
và muối của nó, mà giá trị pH của dung dịch này không thay đổi hoặc thay đổi rất ít
khi pha loãng dung dịch hoặc thêm một lượng nhỏ axit mạnh hay bazơ mạnh vào dung

dịch.
- Thành phần dung dịch đệm
Hệ đệm Acetate gồm HAc + NaAc, pH = 5-6
Hệ đệm Amôn gồm NH4OH +NH4Cl, pH = 8-10.
- Tính đệm: Khi thêm một lượng axit mạnh hay bazơ mạnh vào trong đệm acetate
thì có các phản ứng xảy ra như sau:
Thêm 1 lượng axit:
HCl + NaAc

NaCl + HAc

NaOH + HAc

NaAc + H2O

(Axit yếu)

Thêm 1 lượng kiềm:

HCl + NH4OH

NH4Cl + H2O

NaOH + NH4Cl

NaCl + NH4OH

(ít phân ly)

(Bazơ yếu)

* Xét hệ đệm acetate:
CH3COOH + CH3COONa
HAc

H+ + Ac-

NaAc

Na+ + Ac-

Ka =

[H+ ] [Ac- ]
[HAc ]

(1)

Nước phân ly không đáng kể → bỏ qua.
[H+] dd = [H+]HAc
[Ac-] dd = [Ac-]HAc + [Ac-]NaAc
HAc phân ly yếu → [Ac-]HAc nhỏ ta bỏ qua được [Ac-]HAc cạnh[Ac-]NaAc.
Vậy
[Ac-] dd = [Ac-]NaAc
Gọi Ca là nồng độ của axit và Cm là nồng độ của muối
Từ (1) suy ra:
[H+ ] = Ka .

Ca
Cm

⇒

+
- lg [H ] = - lg Ka .

Ca
Cm

Do đó:
pH = pKa + lg

Cm
Ca

Như vậy sau khi thêm một lượng nhỏ axit vào dung dịch đệm (gọi là đệm dung)
tức tăng [H+] thì trong dung dịch nồng độ ion Ac - giảm, nồng độ HAc tăng và pH sẽ
được tính:
+
Cm - [H ]
pH = pKa + lg
+
Ca + [H ]

Sau khi thêm bazơ mạnh tức tăng [OH-] ta có:
-9-


-Cơ sở hoá phân tích Cm + [OH ]
pH = pKa + lg

Ca - [OH ]

Ví dụ 1:
Tính pH của 1lít dung dịch đệm gồm CH 3COOH 0.1M CH3COONa 0.1M và giá
trị pH của dung dịch sẽ thay đổi như thế nào sau khi thêm 0.01 ptg HCl hoặc NaOH.
Cho biết KCH3COOH = 1,8.10-5.
Giải:
- pH của dung dịch đệm:
pKa = - lg (1,8.10-5) = 5 - 0.25 = 4.75
pH = pKa + lg

Cm
0.1
= 4.75 + lg
= 4.75
Ca
0.1

- pH sau khi thêm 0.01 ptg HCl :
pH = 4.75 + lg 0.1 - 0.01 = 4.75 - 0.087 = 4.66
0.1 + 0.01

- pH sau khi thêm 0.01 ptg NaOH :
pH = 4.75 + lg 0.1 + 0.01 = 4.75 + 0.087 = 4.84
0.1 - 0.01

* Xét hệ đệm Amon:
NH4OH + NH4Cl
NH4OH

NH4+ + OH -

NH4Cl

NH4+ + Cl -

Kb =

[OH -][NH4+ ]
[NH4OH ]

(2)

Ở đây:
[OH-]dd = [OH-]NH4OH (bỏ qua OH- của nước)
[NH4+]dd = [NH4+]NH4Cl + [NH4+]NH4OH = [NH4+]NH4Cl = Cm
[NH4OH]dd = CNH4OH - [OH-]NH4OH = Cb (vì[OH-] << Cb)
Từ (2) suy ra:
[OH -]dd = Kb Cb
Cm

Hay

pOH = pKb + lg

Cm
Cb

pH = 14 – pOH
⇒ pH = 14 - pKb - lg Cm

Cb

Khi thêm một lượng axit mạnh vào dung dịch (tức tăng H +) thì làm cho nồng độ
NH4Cl tăng lên và nồng độ NH4OH giảm xuống:
NH4OH + HCl

NH4Cl + H2O

Và pH của dung dịch sẽ là:

- 10 -


-Cơ sở hoá phân tích pH = 14 - pKb - lg

Cm+ [H+]
Cb - [H+]

Khi thêm một lượng kiềm mạnh vào dung dịch thì xảy ra tương tác
NH4OH + NaCl

NaOH + NH4Cl

Làm cho nồng độ NH4OH tăng lên và nồng độ NH 4Cl giảm xuống, pH của dung
dịch sẽ là:
pH = 14 - pKb - lg

Cm - [NaOH]
Cb + [NaOH]

Ví dụ 2:
Tính pH của 1lít dung dịch đệm gồm NH 4OH 0.5M và NH4Cl 2.0M , giá trị pH
của dung dịch sẽ thay đổi như thế nào sau khi thêm 0.01 ptg HCl hoặc NaOH vào
dung dịch. Cho biết KNH4OH = 1,79.10-5.
Giải:
pKb = 4.75
- pH của dung dịch đệm:
pH = 14 - 4.75 - lg

2.0
= 14 - 4.75 - 0.6 = 8.65
0.5

- pH sau khi thêm 0.01 ptg HCl vào dung dịch:
pH = 14 - 4.75 - lg

2.0 + 0.01
= 8.64
0.5 - 0.01

Vậy pH của dung dịch giảm đi không đáng kể so với khi chưa thêm HCl vào.
- pH sau khi thêm 0.01 ptg NaOH vào dung dịch:
pH = 14 - 4.75 - lg

2.0 - 0.01
= 8.66
0.5 + 0.01

Vậy pH của dung dịch tăng lên nhưng rất ít .
1.4. TÍCH SỐ TAN VÀ ĐỘ HOÀ TAN

1.4.1. Khái niệm về tích số tan, độ hoà tan.
Khi ta hòa tan một chất điện ly ít tan vào nước trong dung dịch có một lượng nhỏ
của chất ít tan này sẽ bị tan và phân ly thành ion trong dung dịch, ở trạng thái cân bằng
ta có:
Hoà tan
AB

(rắn) Kết tủa

A+ + B -

-Tích số tan: là đại lượng biểu thị tích số nồng độ các ion của chất điện ly ít tan
trong dung dịch bão hoà ở nhiệt độ nhất định. Nó là một đại lượng không đổi và được
ký hiệu: T
TAB = [A+].[B-] = const (hằng số)
T (tích tan) là đại lượng đặc trưng cho khả năng hoà tan của các chất, nó phụ
thuộc vào nhiệt độ dung môi hoà tan và bản chất của chất tan.
- 11 -


-Cơ sở hoá phân tích -

Tổng quát đối với chất điện ly ít tan có dạng Me mAn thì tích số tan biểu diễn dưới
dạng.
mMe n+

MemAn

+

nA m-

TMemAn = [ Me n + ] m [ A m − ] n

Ví Dụ:
MgNH4PO4

Mg

2+

3-

+ NH4 + + PO4
+

3−

TMgNH PO = [Mg 2+ ].[ NH 4 ].[PO 4 ]
4

Ag2S
Ca3(PO4)2

4

+

2-

2 Ag + S

TAg S = [Ag + ]2 [S 2− ]
2

TCa

2+

33 Ca + 2 PO4

3−

3 ( PO 4 ) 3

= [Ca 2+ ]3 [PO 4 ]2

Trong dung dịch bão hòa tích số nồng độ của các ion tạo thành kết tủa đúng bằng
trị số tích số tan và là đại lượng không đổi, nó không phụ thuộc vào sự có mặt của các
ion khác trong dung dịch.
Do đó đối với chất điện ly MeA trong dung dịch:
- Nếu [Me+].[A-] < TMeA thì dung dịch chưa bão hòa, chất tan còn có khả năng tan
vào dung dịch.
- Nếu [Me+].[A-] = TMeA dung dịch bão hòa nhưng trong đó chưa hình thành kết
tủa (mới có khả năng sinh mầm kết tủa).
- Nếu [Me+].[A-] > TMeA thì dung dịch quá bão hòa và xuất hiện kết tủa.
Đó là điều kiện để tiến hành một quá trình hòa tan chất rắn vào dung dịch hoặc
làm kết tủa thành phần cần xác định ra khỏi hệ.
-Độ hoà tan: là đại lượng biểu thị lượng chất tan tan đến mức tối đa trong một lít
dung dịch (hay nói một cách khác: là đại lượng biểu thị lượng chất tan có trong một lít

dung dịch bão hoà). Độ tan biểu thị theo đơn vị: mol/lít; g/l; mg/l.
1.4.2. Tính tích số tan của chất điện ly ít tan theo độ hòa tan.
- Viết sơ đồ phân ly của chất điện ly mà cần phải tính tích số tan.
- Biểu diễn tích tan của chất điện ly qua tích số nồng độ ion của nó.
- Tính độ hòa tan của chất với đơn vị mol/lit.
- Dùng phương trình phân ly và giá trị độ tan (nhận được) để tính nồng độ của
mỗi ion trong dung dịch, ở trạng thái cân bằng.
- Thay giá trị nồng độ của các ion tìm được vào biểu thức T để tính trị số của T.
Ví dụ 1:
Tính tích số tan của CaCO 3, biết rằng ở 200C trong 1 lít dung dịch bão hòa có
chứa 6,9 .10-3 gam CaCO3. Cho biết MCaCO = 100
Giải:
3

2+

CaCO3

Ca

+

CO32-

TCaCO = [Ca2+][CO32-]
3

S CaCO3 =

6,9.10 −3

= 6,9.10 −5 mol / l
100
- 12 -


-Cơ sở hoá phân tích -

Theo phương trình phân ly thì 1 phân tử CaCO 3 phân ly cho 1 ion Ca 2+ và 1 ion
CO32- do vậy nồng độ của các ion này chính bằng độ tan của muối.
Nên: [Ca2+] = [CO32-] = 6,9.10-5 iong/l
⇒ TCaCO = [Ca2+][CO32-] = (6,9.10-5)2
⇒ TCaCO = 4,76.10-9.
Ví dụ 2:
Tính T của PbCl2, biết rằng ở 250C 1lít dung dịch bão hòa của muối này có chứa
11 gam PbCl2, MPbCl = 278.
3

3

2

2+

Pb + 2 Cl

PbCl2

TPbCl = [Pb2+][Cl-]2
2

S PbCl 2 =

11
= 0.039 = 3,9.10 −2 mol / l
278

[Pb2+] = SPbCl2 = 3,9.10-2 iong/l
[Cl-] = 2SPbCl = 2.3,9.10-2 = 7,8.10-2 iong/l
Do đó:
TPbCl = 3,9.10-2. (7,8.10-2)2 = 2,37.10-4
1.4.3. Tính độ tan của chất điện ly ít tan khi biết tích tan. (tan trong nước)
- Viết phương trình phân ly của chất có độ tan cần tính
- Biểu diễn tích tan của chất theo nồng độ các ion
- Ký hiệu độ tan của chất là S (đơn vị mol/ lít)
- Dựa vào phương trình phân ly của chất để tính nồng độ của mỗi ion lúc cân
bằng.
- Tính độ hòa tan khi đã thay nồng độ ion vào tích tan tương ứng.
Ví dụ 3:
Tính độ hòa tan của AgBr theo mol/lít và mg/lít, khi biết tích tan của AgBr ở
nhiệt tương ứng là TAgBr = 5,3.10-13. (MAgBr = 187,8)
Giải:
2

2

Ag

AgBr

+

+

Br

TAgBr = [Ag+][Br-]
Gọi S là độ tan của AgBr (mol/lít)
[Ag+]=[Br-] = S; do đó: [Ag+][Br-] = S2 = 5,3 .10-13
Vậy

S AgBr = 5,3.10 −13 = 7,28.10 −7 mol / l

Hay:

S AgBr = 7,28.10 −7 x187,8.10 3 = 1,36.10 −4 g / l = 0,136mg / l

Ví dụ 4:
Tính SMg(OH) (mg/l) khi biết TMg(OH) = 6.10-10 và MMg(OH) = 58,33g.
2

2

Mg(OH)2

2

Mg

2+

+ 2 OH

-

[Mg2+]= S, [OH-]= 2S
TMg ( OH ) 2 = [Mg 2+ ][OH − ] 2 = S.(2S) 2 = 4.S3 = 6.10 −10

- 13 -


-Cơ sở hoá phân tích -

⇒S = 3

6.10 −10 3
= 150.10 −12 = 5,31.10 − 4 (mol/lít)
4

Hay S = 5,31.10-4 .58,33.103 = 31mg/l
1.4.4. Ảnh hưởng của ion đồng loại đến sự hòa tan của các chất điện ly ít tan.
Khi thêm chất điện ly mạnh có chứa ion đồng loại vào dung dịch chất điện ly ít
tan thì làm cho độ tan của chất này giảm đi.
Ví dụ 5:
Tính độ tan của CaCO3 theo mol/lít trong dung dịch K2CO3 0,1M. Cho biết TCaCO3
= 4,8.10-9
Giải: Trong dung dịch có các cân bằng sau:
CaCO3 ↔ Ca2+ + CO32K2CO3 = 2K+ + CO32Gọi S là độ tan của CaCO3 trong dung dịch K2CO3 0.1M
Do đó: [Ca2+] = S
[CO32-] = S + 0.1 (vì độ tan CaCO3 rất nhỏ tức S<<0.1, nên S + 0.1 ≈ 0.1)
T CaCO3 = [Ca2+] [CO32-] = 0.1S = 4,8.10-9

4,8.10 −9
= 4,8.10 −8 mol / L
⇒ S=
0,1
−5

Ta biết: S CaCO / H O = 6,9.10 mol / L ⇒ độ tan của CaCO3 trong K2CO3 0.1M giảm
đi so với trong nước là: 6,9.10-5/4,8.10-8 =1437 lần.
1.4.5. Hiệu ứng muối.
Độ tan của các chất điện ly ít tan được tăng lên khi có mặt chất điện ly có độ tan
lớn khác nhưng không chứa ion đồng loại với chất điện ly ít tan, hiện tượng này được
gọi là hiệu ứng muối.
3

2

1.5. SỰ THUỶ PHÂN CỦA MUỐI
1.5.1. Khái niệm về sự thuỷ phân
Có nhiều loại muối vô cơ khi hòa tan vào nước thì làm cho dung dịch nước này
có tính axit hoặc tính kiềm và đã làm thay đổi giá trị pH của dung dịch. Chẳng hạn:
Cho NH4Cl vào nước.
H+ + NH4OH

NH4+ + H2O

[H+]dd tăng lên → pH dung dịch giảm xuống thể hiện môi trường axit, hay khi cho
NaAc vào nước:
OH - + HAc

Ac- + H2O

Trường hợp này pH dung dịch tăng lên thể hiện môi trường kiềm
*Phản ứng giữa các ion của muối hòa tan trong nước tạo chất điện ly yếu gọi là
sự thuỷ phân của muối.
1.5.1.1. Sự thuỷ phân của muối tạo bởi bazơ yếu và axit mạnh
Chẳng hạn muối NH4Cl, NH4NO3,…các muối này tạo bởi một gốc axit mạnh
(Cl , NO3-) và gốc bazơ yếu nên muối này mang tính axit.
- 14 -


-Cơ sở hoá phân tích -

Khi đem hòa tan muối axit vào nước (ví dụ: NH 4Cl) phản ứng thuỷ phân hình
thành, ở trạng thái cân bằng, dung dịch thể hiện tính axit (độ pH dung dịch giảm).
NH4Cl → NH4+ + ClNH4+ +

OH -

H+ +

HOH

NH4OH

HOH

+

(*)

H+

Ở trạng thái cân bằng của của phản ứng (*) ta có:

[ H + ][ NH 4OH ]
K cb =
+
[ NH 4 ][ H 2O]
K cb .[H2 O] =

Suy ra:

[H+ ][NH4 OH]
+

[NH4 ]

= K tp

(1)

Nhân tử và mẫu với [OH-] thì:
K tp =

[ NH 4 OH ]
+

[ NH 4 ][OH − ]

× [ H + ][OH − ] =

K H 2O
K NH 4OH

=

K H 2O
Kb

(2)

Ktp chỉ phụ thuộc vào bản chất của muối thuỷ phân và nhiệt độ dung dịch khi
thực hiện phản ứng thuỷ phân.
Nếu gọi nồng độ của muối đem hòa tan là Cm
Khi quá trình thuỷ phân đạt cân bằng thì [H+] = [NH4OH].
Từ (1) và (2) ta có:
[ H + ][ NH 4 OH ]
+

[ NH 4 ]

K H 2O

=

Kb
+

⇒ [H ] =
+ 2

K H O .[NH4 ]
2

Kb

+
mà [ NH 4 ] = C m − [ NH 4 OH ] giải nhanh, cho Cm >> [NH4OH] ⇒ [NH4+] ≈ Cm

[H+ ] =

nên

K H O .C m
2

Kb

1
pH = − lg[H+ ] = − (lg K H O + lg Cm − lg K b )
2
⇒
1
pH = − ( −pHK + lg C m − lg K b )
2
1
pH = 7 − (pK b + lg Cm )
2
1.5.1.2.Sự thuỷ phân của muối tạo bazơ mạnh và axit yếu.
Chẳng hạn NaAc.

Đường lối tính Ktp của NaAc và rút ra tính pH của dung dịch như bài trên đã xét.
2

H2 O

NaAc + HOH
Ac

+ HOH

NaOH + HAc
K H2 O
K
=
tp
+ HAc
OH
K HAc
- 15 -


-Cơ sở hoá phân tích -

pOH và ⇒ pH = 14 – pOH

Tính

1
pH = 7 + ( pK a + lg C m )
2

1.5.1.3.Sự thuỷ phân của muối tạo bởi bazơ yếu và axit yếu
Sản phẩm của sự thuỷ phân các muối này là axit yếu và bazơ yếu, nồng độ ion H +
và OH- trong dung dịch là tuỳ thuộc vào mức độ phân ly của axit yếu và bazơ yếu này.
Chẳng hạn: NH4Ac
NH4Ac +
+

NH4

+

NH4OH

HOH
Ac

+

+

NH4OH

HOH

HAc
+

HAc

K tp =

KH O
2

KaKb

1
pH = 7 + (pK a − pK b )
2
1.5.2. Độ thuỷ phân
Độ thuỷ phân htp được biểu thị bằng tỉ số nồng độ của muối bị thuỷ phân và nồng
độ của muối đem hòa tan.
htp =

[C ]
tp

[ C ht ]

Độ thuỷ phân phụ thuộc vào:
- Nồng độ axit hoặc bazơ tạo thành do phản ứng thuỷ phân sinh ra.
- Phụ thuộc vào nhiệt độ dung dịch. Khi nhiệt độ dung dịch tăng thì độ phân ly
của nước tăng → Phản ứng thuỷ phân tăng.
- Phụ thuộc vào nồng độ của muối đem thuỷ phân (nồng độ muối tăng thì độ thuỷ
phân giảm).
Trong thực tế phân tích thường gặp sự thuỷ phân, ứng dụng của phản ứng thuỷ
phân trong định tính là: để phát hiện hoặc để tách các ion, để điều chỉnh pH dung dịch.
1.5.3. Sự chuyển dịch cân bằng thuỷ phân
Cũng như các phản ứng thuận nghịch, các muối thuỷ phân cũng xác lập một cân

bằng động.
Muối + nước ↔ Axit + bazơ
Cân bằng thuỷ phân cũng tuân theo định luật tác dụng khối lượng bởi vì sự thay
đổi nồng độ của mỗi một chất phản ứng có thể làm chuyển dịch cân bằng.
Ví dụ: Khi pha loãng, khi tăng nhiệt độ, hoặc khi giảm nồng độ axit hay bazơ thì
→ tăng quá trình thuỷ phân.
Khi thêm axit hoặc bazơ → giảm sự thuỷ phân.
1.6. DUNG DỊCH KEO
1.6.1. Khái niệm về dung dịch keo.
1.6.1.1. Những khái niệm.
Hệ chất mà trong đó có các hạt nhỏ phân bố đều trong hệ gọi là hệ phân tán.
Đặc điểm của hệ phân tán là các tiểu phân của các hạt bị phân chia quá nhỏ gọi là
tướng phân tán phân bổ đều trong môi trường phân tán.
- 16 -


-Cơ sở hoá phân tích -

Các hệ phân tán có mức độ phân tán khác nhau, mức phân tán của các hạt này
trong hệ, tuỳ kích thước của hạt chia thành 3 nhóm.
- Dung dịch thực: Kích thước tiểu phần ( φ)= 1µcm
- Dung dịch keo: Kích thước tiểu phần từ 1 → 100 µcm
- Hệ phân tán thô: Kích thước các tiểu phần > 100µcm
Trong 3 hệ trên, hệ dung dịch thực ta thường gặp trong phân tích định tính, định
lượng, gồm chất tan và dung môi, thường trong suốt thành dung dịch đồng nhất. Hệ
này có thuận lợi cho quá trình phân tích.
Hệ phân tán thô: Gồm những hạt lơ lững (tiểu phần rắn lơ lững) gọi là huyền
phù, nếu gồm các tiểu phần lỏng gọi là nhũ tương (hạt sữa, chất béo, dầu).
Nhóm dung dịch keo cũng là hệ phân tán, nhưng kích thước của hạt không quá
nhỏ (hoặc không quá lớn), các hạt này phân bố đều trong hệ, khi cô dung dịch lại thì

các hạt keo lại tụ lại thành hạt lớn hơn, nhưng vẫn phân tán đều trong hệ, khó chìm
lắng.
Vậy “dung dịch keo là hệ phân tán, kích thước hạt không quá nhỏ, khó chìm lắng
trong dung dịch’’.
Ví dụ: Nước thuỷ tinh lỏng
Na2SiO3 + 2 HOH

2 NaOH +

H2SiO3

Ở đây H2SiO3 là những hạt keo trong hệ phân tán (trong nước). Hay một số
sunfua kim loại của nhóm 3,4 cũng dễ sinh keo trong dung dịch.
+

Me2+ + (NH4)2S

MeS + 2NH4

(keo)
1.6.1.2.Cấu trúc hạt keo
Kích thước hạt keo tương đối lớn, về cấu trúc gồm các phần
Chẳng hạn:
Fe

3+

+ 3 NH4OH

+

Fe(OH)3 + 3 NH4

Fe(OH)3:
- Màu nâu, kích thước hạt to, vô định hình
- Dễ nát vụn khi khuấy trộn
- Dễ bị keo hóa
Cấu trúc:

[Fe(OH) 3 ]m
nhân keo

xOH −
ion hấp phụ

yNH 4

+

ion đối hấp phụ

granyl (tiểu phần keo)
Misen keo (hạt keo)
Từ đây muốn phá hạt keo này, ta phải tìm biện pháp phá lớp ion đối hấp phụ
yNH4+ và lớp ion hấp phụ xOH-, có như vậy hạt keo mới chìm lắng.
Một thí dụ khác:
- 17 -


-Cơ sở hoá phân tích -

Khi làm ↓ Mn2+ bằng thuốc thử (NH4)2S/đệm amon:
Mn

2+

+

(NH4)2S

Amon

+

MnS + 2 NH4

↓

MnS dễ bị keo hóa tức có những phần hạt ↓ không chìm lắng, phân tán đều trong
hệ nên tạo thành dung dịch keo.
Cấu trúc:
[ MnS] m

xS 2−

nhân keo

yNH 4

ion hấp phụ

+

ion đối hấp phụ

granyl keo (tiểu phần keo)
Misen keo (hạt keo)
(Để chuyển keo thành kết tủa phải phá lớp ion đối hấp phụ và hấp phụ)
1.6.2. Ứng dụng tính chất keo trong phân tích hóa học
Trong định tính các nhóm cation, keo hoá là trường hợp gây trở ngại.
1.6.2.1. Đặc điểm hạt keo:
- Kích thước hạt không quá nhỏ
- Phân tán đều trong hệ
- Khó chìm lắng, nên không kết tủa và khó lọc rửa
- Càng khuấy trộn, và càng để nguội thì lại càng keo hóa.
1.6.2.2. Những biện pháp tránh keo:
- Phải thực hiện đúng điều kiện môi trường, khi làm ↓ lượng thuốc thử phải cho
dư thích hợp, cần thêm chất điện ly mạnh để tăng vận tốc ↓ của hạt và làm cho hạt to,
chắc, dễ chìm lắng.
- Cần kết tủa trong điều kiện dung dịch nóng (các hạt keo dễ kết chắc) và phải ít
khuấy trộn. Cần lọc kết tủa trong điều kiện nóng (để nguội thì những kết tủa dễ keo
hóa trở lại, khó lọc rửa).
1.7. PHỨC CHẤT TRONG HOÁ HỌC PHÂN TÍCH
1.7.1 Khái niệm về phức chất:
Cho 2 muối:
K2SO4

+

Fe(CN)2 +

2 KAl(SO4)2

AL2(SO4)3

K4[Fe(CN)6]

4 KCN

Cả hai muối hình thành nhờ sự kết hợp của các muối đơn giản.
- Muối kép khác biệt với muối phức chất ở khả năng phân ly trong dung dịch.
- Muối kép khi phân ly trong dung dịch tạo thành các ion tự do (giống muối đơn
giản phân ly).
KAl(SO4)2

K

+

- 18 -

+ Al

3+

2-

+ 2 SO4

-Cơ sở hoá phân tích 2+

+

2NH4 + Fe

(NH4)2Fe(SO4)2

2-

+ 2SO4

- Muối phức khi phân ly trong dung dịch thành ion phức
K4[Fe(CN)6]

4K

+

4-

+ [Fe(CN)6]

Những ion phức tạp có khả năng tồn tại ở trạng thái tinh thể cũng như trong dung
dịch, được gọi là ion phức. Các muối có chứa ion phức gọi là muối phức.
Ion phức: Gồm ion kim loại làm trung tâm với nhiều ion mang điện tích trái dấu
hay các nhóm phân tử trung hòa điện.
* Cấu tạo hợp chất phức gồm hai phần: Cầu nội phối trí và cầu ngoại.
Cầu nội phối trí gồm có ion trung tâm (thường là ion dương) và nhóm phối trí
(nhóm các ion âm hoặc phân tử trung hòa), còn cầu ngoại là ion mang điện tích trái với

cầu nội phối trí.
Ví dụ:
cầu ngoại

K4[Fe(CN)6]

4K

+

4-

+ [Fe(CN)6]
ion trung tâm

+

2 Cl

[Cu(NH3)4]Cl2

nhóm phối trí

cầu nội

[Cu(NH3)4]

cầu ngoại

2+

cầu nội

1.7.2. Ảnh hưởng của sự tạo phức đến độ hòa tan của các kết tủa và sự che dấu
các cation trong phân tích.
- Trong một số trường hợp khi hòa tan kết tủa nếu thêm chất điện ly có chứa ion
đồng loại vào thì độ hòa tan kết tủa tăng lên. (vì tạo thành các muối phức tan)
Ví dụ:
Khi thêm KCN vào AgCN
AgCN + CN

[Ag(CN)2]

-

Khi thêm KI vào HgI2
[HgI4]

HgI2 + 2 I

2-

Khi thêm KCN vào Fe(CN)2
[Fe(CN)2] +

4 CN

-

4-

[Fe(CN)6]

- Một số muối kết tủa có khả năng hòa tan trong dung môi bất kỳ, các dung môi
này có khả năng kết hợp với ion của muối tạo thành phức.
Ví dụ:
AgCl hòa tan được trong dung dịch NH3
+ [Ag(NH3)2] Cl

AgCl + 2 NH3
- 19 -


-Cơ sở hoá phân tích -

- Dùng phản ứng tạo phức để che dấu các ion gây trở ngại, lợi dụng khả năng tạo
phức bền của các ion để che dấu chúng trong phân tích, chẳng hạn: Khi phát hiện ion
Ni2+ và Ca2+ nếu có Fe3+ thì gây trở ngại, nên cho Fe3+ tạo phức với F- thành [FeF6]3-,
bằng cách thêm KF hay NaF vào dung dịch, đó gọi là sự che dấu ion trong phân tích.

- 20 -


-Cơ sở hố phân tích -

CHƯƠNG 2

PHƯƠNG PHÁP PHÂN TÍCH KHỐI LƯNG
2.1- CƠ SỞ VÀ PHÂN LOẠI PHƯƠNG PHÁP:
2.1.1.Cơ sở của phương pháp:

Phương pháp phân tích khối lượng (hay còn gọi là phương pháp cân) là một
phương pháp phân tích hóa học cổ điển, dựa trên cơ sở việc cân chính xác khối
lượng chất cần xác đònh, được tách ra khỏi những chất khác có trong mẫu dưới
dạng tinh khiết.
Quá trình này có thể tiến hành theo nhiều cách khác nhau, có khi phải trải qua
những biến đổi hoá học cần thiết, chất được tách ra dưới dạng sạch, khối lượng
được cân chính xác và từ đó suy ra hàm lượng tính theo phần trăm của chất cần xác
đònh có trong mẫu.
VD 1: Xác đònh độ ẩm trong than.
VD 2: Xác đònh thành phần P2O5 trong mẫu Super.
2.1.2.Phân loại phương pháp:
Việc phân loại chủ yếu dựa vào các phương pháp tách, ta có thể chia ra như
sau:
2.1.2.1.Phương pháp bay hơi:
Khi chất xác đònh dễõ bay hơi hoặc có thể dễ dàng chuyển thành dạng hợp
chất dễ bay hơi ở điều kiện thực nghiệm xác đònh thì ta có thể dùng phương pháp
tách hòan tòan (hay gọi là đuổi) bằng cách gia nhiệt ở nhhiệt độ thích hợp. Dựa
vào sự hao hụt khối lượng trước và sau khi gia nhiệt ta suy ra % chất cần xác đònh.
Phương pháp này gồm:
- Phương pháp bay hơi trực tiếp:
VD: Xác định Hàm lượng CO2 trong muối cacbonat. CO2 thu được xác đònh
trực tiếp.
- Phương pháp bay hơi gián tiếp: xác đònh khối lượngcủa chất còn lại sau khi
làm bay hơi ở điều kiện xác đònh.
VD: Xác đònh độ ẩm của các loại mẫu.
2.1.2.2.Phương pháp kết tủa:
Đây là phương pháp phân tích khối lượng quan trọng có nhiều ứng dụng
rộng rãi.
Nguyên tắc chung của phương pháp : Lấy chính xác một lượng mẫu cân,
chưyển hóa mẫu vào dung dòch. Rồi làm kết tủa hòan tòan ion cần xác đònh dưới

dạng một hợp chất ít tan, lọc rửa sạch kết tủa. Nung và cân chính xác chất xác đònh
ở dạng cân. Từ lượng dạng cân này và lượng mẫu cân ban đầu ta suy ra hàm lượng
% chất cần xác đònh.
VD: Xác đònh hàm lượng Ca2+ trong mẫu CaCO3 theo phương pháp khối
lượng oxalat.

- 21 -


-Cơ sở hố phân tích -

2.2.CÁC KHÂU CHỦ YẾU CỦA PHƯƠNG PHÁP PHÂN TÍCH KHỐI
LƯNG:
Khi thực hiện phương pháp phân tích khối lượng theo phương pháp kết tủa cần
tiến hành thí nghiệm theo các khâu sau:
2.2.1.Lấy lượng mẫu cân, chuyển hóa mẫu vào dung dòch:
2.2.1.1.Lấy lượng mẫu cân:
Nguyên tắc chung là căn cứ vào hàm lượng cao hay thấp của chất xác đònh có
trong mẫu mà lấy lượng mẫu cân cho thích hợp. Khi hàm lượng chất xác đònh trong
mẫu thấp, cần lấy lượng mẫu lớn (nếu không dễ mắc sai số khi cân) ngược lại nếu
hàm lượng chất xác đònh lớn, cần lấy lượng mẫu cân nhỏ để tránh nhiều kết tủa
(gây trở ngại cho khâu chế hoá kết tủa sau này).
Thông thường người ta dựa vào khối lượng thu được của dạng cân để tính lại
lượng mẫu cân ban đầu:
+ Đối với loại kết tủa tinh thể, khối lượng dạng cân thích hợp là 0.5g
+ Với kết tủa vô đònh hình là 0.1-0.3g
VD: Tính lượng mẫu cân BaCl2.2H2O (dạng kết tủa tinh thể BaSO4).
Tính lượng mẫu cân muối phèn nhôm KAl(SO 4)2 (dạng kết tủa vô đònh
hình Al(OH)3 ).
2.2.1.2.Chuyển hóa mẫu vào dung dòch:

Về nguyên tắc người ta dựa vào đặc điểm của từng loại mẫu mà chọn dung
môi thích hợp để chuyển hòan toàn mẫu vào dung dòch mà không đưa vào dung
dòch những tạp chất lạ làm ảnh hưởng đến quá trình kết tủa.
Đối với các mẫu loại tinh khiết, dễ tan trong nước cất. Với mẫu có tính kiềm
dùng axit để hòa tan, có nhiều mẫu phải dùng axit đặc hoặc hỗn hợp axit để hoà
tan, như mẫu kim loại, mẫu xi măng.
Để qúa trình hòa tan mẫu nhanh, ngoài việc chọn dung môi người ta còn
dùng nhiệt để tăng quá trình hòa tan mẫu.
2.2.2.Làm kết tủa hoàn toàn thành phần cần xác đònh:
Đây là khâu then chốt của phương pháp. Cc yêu cầu của khâu này có liên
quan đến nhau. Trong quá trình làm kết tủa phải biết lựa chọn chất làm kết tủa,
chọn thuốc thử, liều lượng thuốc thử, môi trường và nhiệt độ của dung dòch….
Khi làm kết tủa cần chú ý các điều kiện sau:
2.2.2.1.Yêu cầu về dạng kết tủa:
*Kết tủa là một quá trình tách chất cần xác đònh ra khỏi hỗn hợp dưới dạng
một hợp chất ít tan bằng thuốc thử trong điều kiện xác đònh.
VD: Tách Pb2+ dưới dạng PbS bằng thuốc thử H2S.
*Dạng kết tủa: là dạng được tạo thành khi cho thuốc thử kết hợp với ion cần
xác đònh trong dung dòch mẫu.
*Yêu cầu dạng kết tủa là:
+Kết tủa phải có độ tan nhỏ nhất mới đảm bảo kết tủa hoàn toàn.
Với một chất có thể tồn tại dưới nhiều dạng kết tủa, ta phải chọn dạng nào có độ
tan nhỏ nhất.
- 22 -


-Cơ sở hố phân tích -

VD: kết tủa Ba2+ ta chọn dạng BaSO4
+Chất kết tủa phải có độ sạch cao, kết tủa cần to và chắc hạt để dễ lọc rửa,

nếu có lẫn tạp chất thì phải dễ dàng đuổi được khi sấy và nung.
+Kết tủa phải dễ dàng chuyển thành dạng cân khi được sấy và nung.
2.2.2.2.Yêu cầu về dạng cân:
*Dạng cân: là dạng mà ta đo được trực tiếp khối lượng sau khi sấy hoặc
nung, và sử dụng số liệu của dạng cân để tính kết quả phân tích
VD: Khi nung Fe(OH)3 ta được dạng cân Fe2O3
*Yêu cầu của dạng cân là:
+Phải có thành phần hóa học ứng đúng công thức, có như vậy kết quả phân
tích mới chính xác, không được lẫn các dạng khác.
+Phải có độ bền hóa học cao: Tức là không dễ hút ẩm, không bò oxy hoá,
không bò phân hủy… có như vậy khối lượng dạng cân mới chính xác.
+Dạng cân phải có phân tử lượng lớn. Điều này nhằm làm giảm thấp nhất
ảnh hưởng sai số thực nghiệm đến kết quả cuôí cùng.
2.2.2.3.Các dạng kết tủa:
Ta thường gặp hai dạng kết tủa: Kết tủa tinh thể và kết tủa vô đònh hình
*Dạng kết tủa tinh thể: Đó là dạng có độ hạt to nhỏ khác nhau, có kích thước
và hình khối nhất đònh. Đặc điểm của kết tủa tinh thể là quá trình kết tủa thường
diễn ra nhanh trạng thái cân bằng giữa hai pha rắn lỏng chóng được thiết lập, kết
tủa dễ chìm lắng. Quá trình tạo kết tủa thường diễn ra theo hai giai đọan:
-Giai đọan tạo mầm
-Giai đọan trưởng thành của mầm để tạo hạt lớn
Hai giai đọan này thường xen kẽ, nhưng giai đọan sau là quan trọng, ở giai
đọan tạo mầm, sau khi trộn thuốc thử với dung dòch mẫu ở điều kiện xác đònh, sau
một thời gian mới thấy xuất hiện kết tủa. Thời gian này gọi là thời gian cảm ứng,
tùy theo bản chất từng phản ứng mà thời kỳ cảm ứng và điều kiện làm kết tủa có
khác nhau. Có mẫu kết tủa được hình thành (khi mà nồng độ tích số các ion trong
dung dòch vừa chớm hơn tích số tan) vô cùng nhỏ bé, thậm chí khó có thể phát hiện
được bằng kính hiển vi hoặc khó đo độ dẫn điện. Các mầm này sẽ lớn dần và tạo
thành hạt.
Sự xuất hiện mầm kết tủa này có quan hệ đến trạng thái của kết tủa. Ngay

từ đầu nếu số lượng mầm nhiều thì kết tủa thường nhỏ hạt, dễ nhiễm bẩn khó lọc
rửa.
Ngược lại số mầm ban đầu càng giảm thì tinh thể lúc sau càng to, chắc hạt ít
bẩn thuận lợi cho lọc rửa và nâng độ chính xác phân tích lên. Vì vậy giai đọan tạo
mầm thường cần số lượng mầm ít. Muốn vậy cần giữ dung dòch ở trạng thái ít quá
bão hòa tức là phải thực hiện các điều kiện như sau:
+Làm kết tủa từ dung dòch và thuốc thử phải loãng.
+Lượng thuốc thử phải cho từ từ, khi vừa thấy dung dòch thoáng đục thì phải
dừng cho thuốc thử và khuấy cọ kỹ, lâu trong một thời gian để tránh bão hòa từng
vùng và mầm được phân bố đều trong dung dòch.
- 23 -


-Cơ sở hố phân tích -

+Phải có thời gian để lắng kết tủa, thời gian này quá trình lớn lên của mầm
được tiếp tục, mặt khác những hạt nhỏ(vì năng lượng tinh thể yếu) có thể tan lại
trong dung dòch và kết tủa trên những bề mặt của những hạt lớn hơn.
+Tùy theo từng loại kết tủa mà quá trình kết tủa cần trong điều kiện dung
dòch nguội hoặc nóng khác nhau.
*Dạng kết tủa vô đònh hình: Đây là dạng kết tủa không có hình khối nhất
đònh, to hạt nhưng không chắc dễ bò nát vụn khi khuấy nhẹ dễ bò keo hóa, khó lọc
rửa cần phải lọc nóng như Al(OH)3, Fe(OH)3 …
Khi làm kết tủa vô đònh hình cần tuân theo một số nguyên tắc sau đây:
+Kết tủa từ dung dòch và thuốc thử đặc
+Thuốc thử cho nhanh, dung dòch nóng ít khuấy trộn
+Cần thêm chất điện ly mạnh để tăng vận tốc kết tủa và tạo điều kiện cho
kết tủa vón chắc, sau này dễ lọc rửa
+Cần lọc rửa trong dung dòch nóng, dung môi để rửa cũng nóng (để tránh
keo hóa kết tủa)

2.2.2.4.Các điều kiện làm kết tủa hòan tòan:
Ngoài điều kiện lựa chọn chất làm kết tủa, ta cần chú ý đến thuốc thử, môi
trường, nhiệt độ, các ion gây trở ngại
*Về thuốc thử phải cho dư thích hợp:
Lượng thuốc thử dư này phải đảm bảo cho quá trình kết tủa được hòan tòan
và không gây ảnh hưởng đến kết tủa (như làm cho kết tủa tan ra, không làm nhiễm
bẩn kết tủa), khi rưả kết tủa thì thuốc thư û chóng hết, nếu còn dính lượng nhỏ thì
khi nung phải phân hủy hết, vì những yêu cầu trên nên khi chọn thuốc thử cần chú
ý đến nồng độ và lượng thuốc cần dùng, và thứ tự cho thuốc thử.
*Môi trường để làm kết tủa:
Khi làm kết tủa ta phải tạo môi trường có độ pH thích hợp để không những
làm cho kết tủa hòan toàn, còn tạo điều kiện cho việc loại bỏ những ion trở ngại
trong hệ.
Mỗi quá trình kết tủa, dựa vào các thông số đã biết ta có thể tính được độ
pH của dung dòch (phầøn đònh tính).
Cách xét thông thường dựa vào tính chất từng loại kết tủa mà dự tính pH
môi trường cho thích hợp. Chẳng hạn các loại muôùi mang tính axit khi được làm kết
tủa cần tiến hành trong môi trường axit, với muôùi kiềm cần kết tủa trong môi
trường kiềm
Về kỹ thuật tạo môi trường , người ta thường dùng axit hay kiềm nhẹ có
nồng độ thích hợp để điều chỉnh môi trường, sau kiểm tra lại môi trường bằng giấy
q hoặc dựa vào màu của chỉ thò. Sau khi điều chỉnh môi trường thích hợp mới cho
thuốc thử vào.
*Điều kiện loại bỏ ảnh hưởng của ion gây trở ngại:
Đó là những ion gây nhiễm bẩn trong quá trình kết tủa làm cho kết tủa
không được tinh khiết dẫn đến sai số cho phép đo, sự nhiễm bẩn này nhiều khi do
- 24 -


-Cơ sở hố phân tích -

hiện tượng cộng kết gây ra. Trong nhiều mẫu thử loại tinh khiết hóa học các tạp
chất thường thấp nên sự nhiễm bẩn vào kết tủa là không đáng kể.
Song nhiều loại mẫu thực tế các thành phần gây trở ngại nhiều nên trước khi
làm kết tủa cần được loại bỏ.
Những biện pháp loại bỏ:
-Tách những thành phần gây trở ngại ra khỏi dung dòch. Đây là biện pháp
triệt để nhất nhưng thời gian lâu, và việc tách phải đảm bảo không làm hao hụt mất
mát lượng mẫu trong dung dòch.
-Che dấu những thành phần hoặc những ion gây trở ngại dưới dạng phức tan
và bền, việc che dấu này chỉ đạt hiệu quả cao khi hàm lượng các ion gây trở ngại
nhỏ, khả năng che dấu có hiệu lực.
-Dùng biện pháp kết tủa lại: Có nhiều trường hợp sau khi đã loại bỏ các ion
gây trở ngại nhưng không triệt để, kết tủa vẫn còn nhiễm bẩn vì vậy người ta phải
làm kết tủa lại, tức là sau khi lọc rửa kết tủa người ta hòa tan tủa trở lại rồi kết tủa
lại như từ đầu.
*Một số điều kiện khác:
Ngoài các điều kiện cụ thể như thuốc thử dư, môi trường thích hợp cần
loạibỏ các thành phần gây trở ngại, ta cần chú ý đến điều kiện khuấy trộn, nhiệt độ
môi trường, thời gian để lắng kết tủa ngắn dài...
Ở những qui trình thực nghiệm của từng bài cụ thể, cần được thực hiện
nghiêm ngặc và đúng đắn.
2.2.2.5.Sự nhiễm bẩn kết tủa, các hiện tượng cộng kết:
Khi làm kết tủa phần lớn các kết tủa đều bò nhiễm bẩn, do các ion hay thành
phần lạ mặt trong dung dòch gây ra, sự nhiễm bẩn này do các các hiện tượng cộng
kết.
Cộng kết là quá trình cùng kết tủa của ion trở ngại và ion xác đònh, khi thêm
thuốc thử vào dung dòch, mà trong điều kiện riêng lẻ ion trở ngại không sinh kết
tủa được (tức là ion gây trở ngại sinh ra kết tủa trong trạng thái chưa đạt đến trạng
thái dung dòch quá bão hòa)

VD: Khi tạo kết tủa BaCl2 với H2SO4 thì FeCl3 khó tạo thành kết tủa được
nhưng thực tế vẫn có kết tủa vì sau khi nung thấy có vết nâu xuất hiện chứng tỏ có
lẫn kết tủa của Fe2O3
*Cộng kết do hấp phụ: Cộng kết này thường gây ra trên bề mặt của kết tủa,
những kết tủa nào có hoạt động bề mặt càng lớn thì cộng kết hấp phụ càng tăng.
Cộng kết hấp phụ có những đặc điểm sau:
- Có tính chọn lọc rõ ràng, cụ thể nếu trong dung dòch cùng có nhiều ion lạ
thì hiện tượng cộng kết sẽ ưu tiên cho ion có điện tích lớn, nếu các ion cùng điện
tích thì sẽ ưu tiên ion nào có nồng độ lớn trước.
- Bề mặt tiếp xúc của kết tủa càng lớn thì sự hấp phụ ion la xẩy ra càng
mạnh, nên chất kết tủa cần to và nặng hạt.
- Nồng độ của chất hấp phụ càng lớn thì sự hấp phụ càng mạnh.
- Khi nhiệt độ tăng thì sự hấp phụ giảm.
- 25 -