Bài tập Hoá Phân tích 1

TUYỂN TẬP BÀI TẬP PHỔ THÔNG, ĐẠI HỌC, SAU ĐẠI HỌC
LUẬN VĂN-KHOÁ LUẬN-TIỂU LUẬN

GIÁO TRÌNH BÀI TẬP HOÁ PHÂN TÍCH

1


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B
DANH MỤC TẠI LIỆU ĐÃ ĐĂNG

Kính giới thiệu đến quý bạn đọc bộ tài liệu cá nhân về các lĩnh vực đặc biệt là Hóa
học. Hy vọng bộ tài liệu sẽ giúp ích cho quý vị trong công tác, trong học tập, nghiên cứu.
Mong quý anh chị góp ý, bổ sung, chia sẽ! Mọi thông tin xin chia sẽ qua email:

GIỚI THIỆU CHUNG
Bộ tài liệu sưu tập gồm nhiều Bài tập THCS, THPT, Giáo án, Luận văn, Khoá luận, Tiểu luận…và
nhiều Giáo trình Đại học, cao đẳng. Đây là nguồn tài liệu quý giá đầy đủ và rất cần thiết đối với
các bạn sinh viên, học sinh, quý phụ huynh, quý đồng nghiệp và các giáo sinh tham khảo học tập.
Xuất phát từ quá trình tìm tòi, trao đổi tài liệu, chúng tôi nhận thấy rằng để có được tài liệu mình
cần và đủ là một điều không dễ, tốn nhiều thời gian, vì vậy, với mong muốn giúp bạn, giúp mình
tôi tổng hợp và chuyển tải lên để quý vị tham khảo. Qua đây cũng gởi lời cảm ơn đến tác giả các
bài viết liên quan đã tạo điều kiện cho chúng tôi có bộ sưu tập này. Trên tinh thần tôn trọng tác giả,
chúng tôi vẫn giữ nguyên bản gốc.
Trân trọng.
ĐỊA CHỈ DANH MỤC TẠI LIỆU CẦN THAM KHẢO
/>hoặc Đường dẫn: google -> 123doc -> Nguyễn Đức Trung -> Tất cả (chọn mục Thành viên)
A. HOÁ PHỔ THÔNG
1.

CHUYÊN ĐỀ LUYỆN THI ĐẠI HỌC HÓA HỮU CƠ PHẦN 1, PDF

2.

CHUYÊN ĐỀ LUYỆN THI ĐẠI HỌC HÓA HỮU CƠ PHẦN 1, Word

3.

CHUYÊN ĐỀ LUYỆN THI ĐẠI HỌC HÓA HỮU CƠ PHẦN 2. PHẦN HỢP CHẤT
CÓ NHÓM CHỨC

4.

CHUYÊN ĐỀ LUYỆN THI ĐẠI HỌC HÓA HỌC VÔ CƠ PHẦN 1. CHUYÊN Đề
TRÌNH HÓA VÔ CƠ 10 VÀ 11

5.

CHUYÊN ĐỀ LUYỆN THI ĐẠI HỌC HÓA HỮU CƠ PHẦN 2. PHẦN HỢP CHẤT
CÓ NHÓM CHỨC

6.

BỘ ĐỀ LUYỆN THI ĐẠI HỌC MÔN HÓA HỌC 1-40

7.

BỘ ĐỀ LUYỆN THI ĐẠI HỌC MÔN HÓA HỌC 41-70

8.

ON THI CAP TOC HỌC HÓA HỮU CƠ PHẦN 1, PDF

9.

TỔNG HỢP KIẾN THỨC HÓA HỌC PHỔ THÔNG

10.

70 BỘ ĐỀ LUYỆN THI ĐẠI HỌC MÔN HÓA HỌC, word

11.

CHUYÊN ĐỀ VÔ CƠ, LỚP 11 – 12. ĐẦY ĐỦ CÓ ĐÁP ÁN

12.

Bộ câu hỏi LT Hoá học

13.

BAI TAP HUU CO TRONG DE THI DAI HOC

14.

CAC CHUYEN DE LUYEN THI CO DAP AN 48

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang

2


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

15.

GIAI CHI TIET CAC TUYEN TAP PHUONG PHAP VA CAC CHUYEN DE ON
THI DAI HOC. 86

16.

PHUONG PHAP GIAI NHANH BAI TAP HOA HOC VA BO DE TU LUYEN THI
HOA HOC 274

17.

TỔNG HỢP BÀI TẬP HÓA HỌC LỚP 12

18.

PHAN DANG LUYEN DE DH 20072013 145

19.

BO DE THI THU HOA HOC CO GIAI CHI TIET.doc

20.

Tuyển tập Bài tập Lý thuyết Hoá học luyện thi THPT Quốc gia

21.

PHÂN DẠNG BÀI TẬP HOÁ HỌC ÔN THI THPT QUỐC GIA 57

22.

BỘ ĐỀ LUYỆN THI THPT QUỐC GIA MÔN HOÁ CÓ ĐÁP ÁN 29 ĐỀ 145

23.

BỘ ĐỀ LUYỆN THI THPT QUỐC GIA MÔN HOÁ CÓ ĐÁP ÁN PHẦN 2
B. HỌC SINH GIỎI

1.

Bồi dưỡng Học sinh giỏi Hoá THPT Lý thuyết và Bài tập

2.

Tài liệu hướng dẫn thí nghiệm thực hành học sinh giỏi-olympic Hoá học 54

3.

CHUYÊN ĐỀ BỒI DƯỠNG HỌC SINH GIỎI HOÁ LÝ THUYẾT VÀ BÀI TẬP 17

4.

ĐỀ THI CHUYÊN HOÁ CÓ HƯỚNG DẪN CHI TIẾT PHẦN ĐẠI CƯƠNG VÔ CƠ
C. HOÁ ĐẠI HỌC, SAU ĐẠI HỌC

1.

ỨNG DỤNG CỦA XÚC TÁC TRONG HÓA HỮU CƠ

2.

CƠ CHẾ PHẢN ỨNG TRONG HÓA HỮU CƠ-TIỂU LUẬN

3.

TL HÓA HỌC CÁC CHẤT MÀU HỮU CƠ

4.

GIÁO TRÌNH HÓA HỮU CƠ DÀNH CHO SINH VIÊN CĐ, ĐH,

Hóa học Hữu cơ, tập 1 của tác giả Đỗ Đình Rãng
Hóa học Hữu cơ, tập 2 của tác giả Đỗ Đình Rãng
Hóa học Hữu cơ, tập 3 của tác giả Đỗ Đình Rãng
Hóa học Hữu cơ, tập 1 của tác giả Thái Doãn Tĩnh
Hóa học Hữu cơ, tập 2 của tác giả Thái Doãn Tĩnh
Hóa học Hữu cơ, tập 3 của tác giả Thái Doãn Tĩnh
Cơ chế Hóa học Hữu cơ, tập 1 của tác giả Thái Doãn Tĩnh
Cơ chế Hóa học Hữu cơ, tập 2 của tác giả Thái Doãn Tĩnh
Cơ chế Hóa học Hữu cơ, tập 3 của tác giả Thái Doãn Tĩnh

5.

VAI TRÒ SINH HỌC CỦA CÁC HỢP CHẤT VÔ CƠ 44

6.

BÀI TẬP NHIỆT ĐỘNG LỰC HỌC 40

7.

Giáo trình Hoá học phân tích

8.

Giáo trình Khoa học môi trường. />
Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang

3


Hoàng Thị Ngân Hà
9.

Giáo trình bài tập Hoá Hữu cơ 1

10.

Giáo trình bài tập Hoá Hữu cơ 2

11.

Giáo trình bài tập Hoá Phân tích 1

Hóa 2B

D. HIỂU BIẾT CHUNG
1.

TỔNG HỢP TRI THỨC NHÂN LOẠI

2.

557 BÀI THUỐC DÂN GIAN

3.

THÀNH NGỬ-CA DAO TỤC NGỬ ANH VIỆT

4.

CÁC LOẠI HOA ĐẸP NHƯNG CỰC ĐỘC

5.

GIAO AN NGOAI GIO LEN LOP

6.

Điểm chuẩn các trường năm 2015
E. DANH MỤC LUẬN VĂN-KHOÁ LUẬN…

1. Công nghệ sản xuất bia
2. Nghiên cứu chiết tách và xác định thành phần hóa học trong hạt tiêu đen
3. Giảm tạp chất trong rượu
4. Tối ưu hoá quá trình điều chế biodiesel
5. Tinh dầu sả
6. Xác định hàm lượng Đồng trong rau
7. Tinh dầu tỏi
8. Tách phẩm mầu
9. Một số phương pháp xử lý nước ô nhiễm
10. Tinh dầu HỒI
11. Tinh dầu HOA LÀI
12. Sản xuất rượu vang
13. VAN DE MOI KHO SGK THI DIEM TN
14. TACH TAP CHAT TRONG RUOU
15. Khảo sát hiện trạng ô nhiễm arsen trong nước ngầm và đánh giá rủi ro lên sức khỏe
cộng đồng
16. REN LUYEN NANG LUC DOC LAP SANG TAO QUA BAI TAP HOA HOC 10 LV 151
17. Nghiên cứu đặc điểm và phân loại vi sinh vật tomhum
18. Chọn men cho sản xuất rượu KL 40
19. Nghiên cứu sản xuất rượu nho từ nấm men thuần chủng RV 40
F. TOÁN PHỔ THÔNG
1. TUYEN TAP CAC DANG VUONG GOC TRONG KHONG GIAN
G. LÝ PHỔ THÔNG
Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang

4


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

1. GIAI CHI TIET DE HOC SINH GIOI LY THCS

I.MỞ ĐẦU:
Trong dung dịch, các ion kim loại tồn tại chủ yếu dưới dạng phức chất. Các phức
chất có độ bền rất khác nhau tuỳ thuộc vào bản chất của các ion kim loại và các phối tử. Do
tạo thành phức chất bền mà một số tính chất cơ bản của ion kim loại ( tính axit – bazơ, oxi
hoá khử, khả năng tạo hợp chất ít tan,…) bị thay đổi.
Phức chất có ứng dụng rất rộng rãi trong hoá phân tích. Nhiều phức chất có tính chất
đặc trưng như có màu, ít tan, được dùng để phát hiện các ion kim loại và định lượng chúng.
Nhiều ion kim loại tạo phức với các thuốc thử hữu cơ các hợp chất nội phức có màu, tan
trong nước hoặc trong dung môi hữu cơ. Lợi dụng độ bền khác nhau của các phức chất
người ta có thể xác định định tính và địng lượng các ion kim loại trong hỗn hợp của chúng.
BÀI TẬP LỚN này tìm hiểu một số cân bằng tạo phức trong dung dịch và đưa ra
một số ứng dụng của phản ứng tạo phức trong hoá phân tích. Các cân bằng tạo phức này sẽ
xét đến các điều kiện thực tế của quá trình tạo phức trong dung dịch sao cho việc đánh giá
định lượng phản ứng tạo phức được đơn giản và có ý nghĩa thực tế.
II.NỘI DUNG:
II.1 Định nghĩa – Phân loại
II.1.1 Định nghĩa:
Phức chất là một hệ vi mô: ở tâm thường là các ion kim loại, xung quanh là các phối
tử được phân bố, sắp xếp, liên kết với các ion trung tâm theo các qui luật xác định.
II.1.2 Cách viết công thức
Phần phức chất để trong dấu [] được gọi là phần cầu nội.

Phần trung hoà điện tích phức để ngoài dấu [] được gọi là cầu ngoại.
Ví dụ:
[Ag+1(NH3)2] +Cl[Cu+2(NH3)4 ]SO42II.1.3 Phân loại
II.1.3.1. Dựa vào nhân của ion trung tâm:
- Phức đơn nhân là những phức chất chỉ có một ion trung tâm
Ví dụ : [Ag(NH3)2+], [Cu(NH3)]2+, [FeF63-]…
- Phức đa nhân: là nhữn phức chất có nhiều ion trung tâm cùng loại.
Ví dụ: [Fe2(OH)4]2+ , [Cu3(OH)4]2+ , [FeF6]3-…
II.1.3.2. Dựa vào phối tử :
- Phức đơn phối : là những phức chỉ cómotj loại phối tử.
Ví dụ : [Co(NH3)6]3+ , [Ag(S2O3)3]5- Phức dị phối : là những phức có nhiều phối tử khác nhau.
+ Phức đơn nhân dị phối : [Pt(NH3)2Cl2], [Co(NH3)3(NO2)3]
+ Phức đa nhân dị phối : [(NH3)5Cr(OH)Cr(NH3)5]5+,[(NH3)5CoNH2Co(NH3)5]5+
II.1.3.3. Dựa vào điện tích của ion phức:
- Phức cation:
- Phức anion:
- Phức trung hoà:
Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang

5


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

II.1.3.4. Dựa vào cấu tạo:
- Phức đơn càng : là những phức chất mà phối tử chỉ chứa 1 nguyên tử liên kết

với ion trung tâm.
Ví dụ : [Cu(NH3)4]2+
- Phức đa càng : là những phức chất mà phối tử có chứa từ nguyên tử trở lên có
khả năng liên kết với ion trung tâm. Những phức đa càng mà phối tử tạo với ion trung tâm
một hoặc nhiều vòng kín được gọi là phức càng cua.
Ví dụ : Phức của ion Pb2+ với đietyldithiocacbamat
S
(C2H5)N – C
Pb/2
S
II.1.3.5. Dựa vào thành phần của phức :
- Phức tạo bởi ion trung tâm là cation kim loại và phối tử là phân tử các chất vô cơ.
Phức loại này thường gặp là phức hiđrat ( phối tử là các phân tử nước) và phức amoniacat
(phối tử là NH3)
Ví dụ : [Al(H2O)6]3+, [Cu(NH3)4]2+ , [Co(NH3)6]2+
- Phức chất tạo bởi ion trung tâm là cation kim loại và phối tử là anion vô cơ
như Cl- , F- , I- , SO42- , NO2- …
Ví dụ : FeF63- , AgCl32- , HgI42- , [Ag(S2O3)3]5- Phức chất tạo bởi ion trung tâm là cation kim loại và phối tử là anion hoặc
phân tử hợp chất hữu cơ.
Ví dụ: [Fe(C2O4)3]3II.1.4. Số phối trí :
Số phối tử liên kết với 1 nhóm trung tâm được gọi là số phối trí (n) của phức chất.
Số phối trí n thay đổi khác nhau tuỳ theo bản chất của ion trung tâm,của phối tử và quan hệ
nồng độ giữa chúng.
Liên kết giữa ion trung tâm và phối tử chỉ có thể là liên kết tĩnh điện do tương tác
ion – ion, ion – phân tử lưỡng cực hoặc các phân tử lưỡng cực với nhau. Liên kết cúng
được hình thành do sự chuyển một cặp electron tự do từ một nguyên tử của phối tử sang
một obitan trống trong nguyên tử của ion trung tâm.
II.1.5. Danh pháp :
II.1.5.1. Nguyên tắc :
 Gọi tên phối tử trước tên của ion trung tâm

 Nếu phức chất là muối thì gọi tên cation trước, anion sau.
II.1.5.2. Tên phối tử:
 Phối tử là anion: tên anion + o
Ví dụ: Cl- : cloro, Br- : bromo, I- : iođo, CN- : xiano, SCN-: thioxiano, SO42- :
sunfato, OH- : hiđroxo, NO3- : nitrato, CO32- : cacbonato, NO2- : nitro…
 Phối tử là phân tử trung hoà điện: gọi tên thông thường, trừ một số trường hợp :
H2O(aquơ) , NH3 (amin) , CO (cacbonyl)…
 Số lượng các phối tử: gọi bằng chữ số Hi Lạp (đặt trước tên phối tử) :
1: mono
5: penta
9: nona
2: đi
6: haxa
10: deca
Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang

6


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

3: tri
4: tetra
(Thường thì momo ít dùng đến)

7: hepta

8: octa

11: nodeca
12: dodeca

II.2. Biểu diễn cân bằng tạo phức trong dung dịch:
II.2.1. Hằng số bền từng nấc (Hằng số tạo thành từng nấc): k
Xét sự tạo phức giữa ion kim loại Mn+ với phối tử LmM + L  ML
k1
ML + L  ML2
k2
…
… …
MLn-1 + L  MLn
kn
k1, k2, …, kn là các hằng số bền từng nấc (hằng số tạo thành từng nấc)
Ý nghĩa : Các giá trị của k cho biết độ bền của từng phức và so sánh khả năng tạo
phức từng nấc.
II.2.2. Hằng số bền tổng hợp (Hằng số tạo thành tổng hợp):β
M + L  ML β1 = k1
M + 2L  ML2 β2 = k1.k2
…
… …
ML + nL  MLn βn = k1.k2….kn = [M] [L]
β1 ,β2 ,…,βn là hằng số tạo thành tổng hợp.
Trong dung dịch loãng thì có thể coi hệ số hoạt độ các cấu tử bằng 1:
[ML] = β1[M] [L] = β2[M] [L]2 =…. = βn[M] [L]n
Đối với phức nhiều nhân thì hằng số bền tổng hợp có thêm chỉ số cho biết số lượng
ion trung tâm.
Ví dụ 1:

Trong các trường hợp sau,trường hợp nào xảy ra phản ứng? Tính hằng số
cân bằng .
a) Cu(NH3) 24+ + H+
b) HgI 24− + Clc) Y4- + Zn(CN) 24−
Bài giải:
2+
β 4−1 = 10-11,75
a)
Cu(NH3) 4
 Cu2+ + 4NH3
4 NH3 + H+  NH +4
2+

+

Cu(NH3) 4 + 4H+  Cu2+ + 4NH 4
K rất lớn nên phản ứng có xảy ra
b)

2−

HgI 4

β 4−1 = 10-29,83

 Hg2+ + 4I2−

Hg2+ + 4Cl-  HgCl 4
2−

K −a1 = 109,24
−1
K = β 4 ( K a )4 = 1025,21

2−

HgI 4 + 4Cl-  HgCl 4 + 4IK bé, phản ứng khó xảy ra.
Cân bằng tạo phức trong dung dịch

β 4' = 1015,6
K = β 4−1 β 4' = 10 −14,62

Trang

7


Hoàng Thị Ngân Hà

c)

Hóa 2B

Zn(CN) 4  Zn2+ + 4CN-

β 4−1 = 10-20,6

Zn2+ + Y4-  ZnY2-

β ZnY 2 −

2−

2−

Y4- + Zn(CN) 4  ZnY2- + 4CNK bé, phản ứng khó xảy ra.

= 1016,5
'
−1 β
K = β 4 . β 4 . ZnY = 10-4,1
2−

II.2.3. Hằng số không bền: β -1
Hằng số không bền từng nấc: k-1
Hằng số không bền tổng hợp : β-1
Các giá trị nghịch đảo của k và β đặc trung cho sự phân ly từng nấc hoặc sự phân ly
hoàn toàn của phức chất. Vì vậy các giá trị này được gọi là hằng số không bền từng nấc
hoặc hằng số không bền tổng hợp.
β'
II.2.4. Hằng số bền điều kiện:
Hằng số bền điều kiện: là biểu thức ĐLTDKL trong đó ít nhất hoạt độ của một phần
tử được thay thế bằng nồng độ cân bằng hoặc tổng nồng độ cân bằng của các dạng tồn tại
của phần tử đó trong dung dịch (trừ dạng tạo thành trong phản ứng chính).
Hằng số không bền điều kiện ( β ' ) −1 : là giá trị nghịch đảo của hằng số bền điều kiện
Ý nghĩa : Tại những điều kiện xác định, giá trị hằng số bền điều kiện của một phức
càng lớn thì phức đó càng bền, nghĩa là trong những điều kiện đó phức được tạo thành
càng hoàn toàn.
Ví dụ 2:
Tính hằng số bền điều kiện của phức MgY2- trong dung dịch có các pH sau:

a) pH = 4;
b) pH = 8;
c) pH = 10;
2 , 58
8, 7
Biết β MgOH = 10 , β MgY = 10
H4Y có pKa1 = 2,0 ; pKa2 = 2,67 ; pKa3 = 6,27 ; pKa4 = 10,95
Bài giải:
Gọi β ' là hằng số bền điều kiện của phức MgY2-, ta có:
+

β MgY

2−

=

2−

[ MgY 2− ]
[ Mg 2+ ]' [Y 4− ]

Với [ Mg 2+ ]' = [ Mg 2+ ] α Mg
[Y 4− ]' = [Y 4− ] α Y
a) pH = 4
αMg = βMgOH [OH ] = 1 + 102,5810-10 = 1
+

[ H + ] [ H + ]2
[ H + ]3

[ H + ]4
αY = 1 +
+
+
+
=
K a4
K a 4 K a 3 K a 4 K a 3 K a 2 K a 4 K a 3 K a 2 K a1

= 1 + 106,95 + 109,22 +107,89 +105,89 = 109,24
Hằng số bền điều kiện của phức MgY2- trong dung dịch có pH = 4 là:
Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang

8


Hoàng Thị Ngân Hà

β' =

Hóa 2B

β
10 8, 7
=
= 10 −0, 54 = 0,288
9 , 24
α Mg α Y 1.10

b) pH = 8
αMg = βMgOH [OH ] = 1 + 102,5810-6 ≈ 1
+

αY = 1 +

[ H + ] [ H + ]2
[ H + ]3
[ H + ]4
+
+
+
K a4
K a 4 K a 3 K a 4 K a 3 K a 2 K a 4 K a 3 K a 2 K a1

= 1 + 102,95 + 10-1,73 + 10-7,06 +10-13,06 = 892,27
β
10 8, 7
β =
=
= 10 5, 75
α Mg α Y 1.892,27
'

c) pH = 10
αMg = βMgOH [OH ] =1 + 102,5810-4 = 1,308
+

αY = 1 +

[ H + ] [ H + ]2
[ H + ]3
[ H + ]4
+
+
+
K a4
K a 4 K a 3 K a 4 K a 3 K a 2 K a 4 K a 3 K a 2 K a1

= 1+ 100,95 + 10-2,7 + 10-10,11 + 10-18,11 = 9,91
β' =

β
10 8, 7
=
= 10 7 , 69
α Mg α Y 1,308.9,91

Nhận xét : khi pH tăng thì β ' tăng.
II.3. Đánh giá cân bằng tạo phức trong dung dịch:
Nguyên tắc chung để tính toán cân bằng tạo phức:
 Xét các tương tác hóa học để xác định TPGH.
 Mô tả đầy đủ các cân bằng xảy ra
 Xét các điều kiên gần đúng và biện luận.
II.3.1. Tính nồng độ cân bằng của các phần tử phức chất:
II.3.1.1. Trường hợp phối tử rất dư so với ion trung tâm: CL >> CM
II.3.1.1.1. Các hằng số bền khác nhau nhiều: βn >> βn-1 >> …. >> β1
Các điều kiện gần đúng:
 Coi phức tạo thành có số phối trí cao nhất

 Coi nồng độ cân bằng của phối tử bằng nồng độ ban đầu .
Ví dụ 3:
Tính cân bằng trong dung dịch Fe(ClO4)3 0,010 M và NaF 1,0 M.
Cho lg β1 = 5,28; 9,30; 12,06; pK HF = 3,17.
Bài giải:
Fe(ClO4)3  Fe3+ + 3ClO40,010
NaF  F- + Na+
1,0
Vì CF- = 1,0 M >> C Fe3+ = 0,010 M và β3 >>β2>> β1, do đó trong hệ xảy ra tương
tác hoá học tạo thành phức có số phối trí cực đại là chính:
Fe3+ + 3F  FeF3
β3 = 1012,06
C0
0,01 1,0
Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang

9


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

C
_
0,97 0,01
TPGH của hệ : FeF3 0,01M;
F- 0,97M.

Đánh giá các quá trình phụ:
- Vì phức FeF3 bền nên lượng Fe3+ sinh ra không đáng kể  quá trình tạo phức của
hidroxo của Fe3+ cũng không đáng kể.
- Xét cân bằng proton hoá của F- (bỏ qua sự tạo phức của proton):
F- + H2O  HF +
OH- Kb = 10-10,38
C
0,97
[i] (0,97-x)
x
x
x2
= 10-10,83  [OH-] = [ HF] = x = 3,79.10-6M
0,97 − x

[F-] = 0,97- x = 0,97M
⇒ [OH-] = [ HF] << [F-] nghĩa là quá trình proton hoá của phối tử F- cũng không
đáng kể.
Vậy trong hệ chỉ có 1 cân bằng chính:
FeF3  FeF2+ + Fβ1 .β2-1 = 10-2,76
C
0,01
0,97
[i] 0,01-y
y
0,97 + y
(0,97 + y ) y
= 10-2,76  y = [FeF2+] = 1,79.10-5 M.
0,01 − y

[FeF3] = 0,01 – y = 9,98.10-3M ; [F-] = 0,97 M.
Từ đó tính được các cấu tử còn lại:
[HF] = 3,79.10-6M;
β 3−1[ FeF3 ]
3+
[Fe ] =
= 9,52.10-15 M;
− 3
[F ]

[FeF ] = β1[Fe3+][ F-]= 1,76.10-9 M.
Ta thấy : [FeF2+ ] << [FeF2+ ] << [FeF3 ] << [FeOH2+ ] = 2,45.10-8 M (nhỏ). Vậy cách
giải trên là hợp lí.
II.3.1.1.1. Các hằng số bền không khác nhau nhiều: β1 ≈ β2 …. ≈ βn
Các điều kiện gần đúng:
 Coi nồng độ cân bằng của phối tử bằng nồng độ ban đầu .
 Phép tính phải kể đến sự có mặt của tất cả các dạng phức.
Ví dụ 4:
Trộn 150 ml Cd(ClO4)2 0,0063 M với 200 ml HCl 1,4 M. Tính nồng độ cân bằng
của các phức chất có trong dung dịch.
Biết β Cd _ Cl : β1 = 101,95 , β2 = 102,49 β3 = 102,34 β4 = 101,64
Bài giải:
C Cd(ClO4)2 = 2,7.10-3 M
C HCl = 0,8 M
Các cân bằng:
Cd(ClO4)2  Cd2+ + 2ClO −4
HCl  H+ + Cl+
2

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 10


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

β1
β2
β3

Cd2+ + Cl-  CdCl+
Cd2+ + 2Cl-  CdCl2
−
Cd2+ + 3Cl-  CdCl 3

= 101,95
= 102,49
= 102,34

2−

Cd2+ + 4Cl-  CdCl 4
β4 = 101,64
Xét các điều kiện gần đúng:
- Trong môi trường axit có thể bỏ qua sự tạo phức hidroxo của ion Cd2+
−
2+
−

- CCl >> CCd , β1 ≈ β2 ≈ β3 ≈ β4. Do đó, có thể coi [Cl-] ≈ CCl và xét
đến sự tạo thành của tất cả các dạng phức.
Tính gần đúng:
Áp dụng ĐLBTNĐ ban đầu đối với ion Cd2+ , ta có:
CCd

−

2+

2−

= [Cd2+] +[CdCl+] + [CdCl2]+[ CdCl 3 ] + [CdCl 4 ]
(∗)
2+
2+
2+
- 2
2+
- 3
= [Cd ] + β1 [Cd ][Cl ] + β2[Cd ][Cl ] + β3[Cd ][Cl ] + β4[Cd2+][Cl-] 4
−
Một cách gần đúng có thể coi [Cl-] ≈ CCl , thay vào ta có:
[Cd2+] = 6,75.10-6
[CdCl+] = β1 [Cd2+][Cl-] = 4,8.10-4
[CdCl2] = β2[Cd2+][Cl-] 2 = 1.335.10-3
[CdCl 3− ] = β3[Cd2+][Cl-] 3 = 7,56.10-4
2−

4

[CdCl 4 ] = β4[Cd2+][Cl-] = 1,21.10-4
Kiểm tra kết quả:
2+
Thay các giá trị tính được vào (*) ta được CCd = 2,669.10-3
2,699.10 −3 − 2,7.10 −3
.100% = -0,46%
Sai số:
2,7.10 −3

II.3.1.1. Trường hợp ion trung tâm rất dư so với phối tử: CM >> CL
Các điều kiện gần đúng:
 Coi phối tử tham gia tạo phức hết với ion trung tâm để tạo thành phức có số phối trí
thấp nhất.
 Các quá trình phụ xảy ra không đáng kể.
Ví dụ 5:
Trộn 5,0 ml Hg(ClO4)2 0,10 M, 4,0 ml HClO4 1,0 M với 1,0 ml HCl 0,0010 M. Tính
nồng độ cân bằng của các phức chất trong dung dịch.
β1 = 10 7 ,3 , β 2 =1014 , β 3 =1015, β 4 = 1015,6
Biết
Bài giải:
C Hg (CLO ) = 0,05 M
C HCl = 10 −4 M
Các quá trình:
Hg(ClO4)2  Hg2+ + 2ClO −4
HCl  H+ + ClHClO4  H+ + ClO −4
Xét các điều kiện gần đúng:
Do nồng độ H+ lớn nên có thể bỏ qua sự tạo thành phức hidroxo của Mg2+
4 2

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 11


Hoàng Thị Ngân Hà

-

Hóa 2B

Do C Hg >> C Cl nên có thể coi quá trình chủ yếu là hình thành phức có số
phối trí thấp nhất. HgCl+
β1 = 10 7 ,3
Hg2+ +
Cl-  HgCl+
C
0,05
10-4
-4
Pư 10 -x
10-4-x
[i] 0,0499+x
x
10-4-x
2+

⇒

−

10 −4 − x
= 10 7 ,3
(0,0499 + x) x

Với x << 10-4  x = 1,0.10-10
[Cl-] = 1,0.10-10 M.
[Hg2+] = 0,0499 +x = 0,0499 M.
[HgCl+] = 10-4 – x = 9,99.10-5M.
Ngoài phức HgCl+ trong dung dịch còn có các quá trình:
β 2 =1014
Hg2+ + 2Cl-  HgCl2
−
β 3 =1015
Hg2+ + 3Cl-  HgCl 3
β 4 = 1015,6
Hg2+ + 4 Cl-  HgCl 24−
[HgCl2] = β 2 [Hg2+][Cl-] 2 = 4,99.10-8 M.
−
[HgCl 3 ] = β 3 [Hg2+][Cl-]3 = 4,99.10-17 M.
[HgCl 24− ] = β 4 [Hg2+][Cl-]4 = 1,99.10-26 M.
Nhận xét:
−
[HgCl+] >> [HgCl2] >> [HgCl 3 ] >> [HgCl 24− ].
Vậy cách giải trên là phù hợp.
II.3.2. Tính cân bằng theo hằng số bền điều kiện:
 Tính toán theo ĐLTDKL áp dụng cho cân bằng tạo phức chính với hằng số β '
Ví dụ 6:
Tính nồng độ cân bằng của các cấu tử trong dung dịch chứa Mg 2+ có nồng độ đầu C
2+

Mg = 10-2M và EDTA có nồng độ ban đầu là 2.10-2M dung dịch có pH = 11.
β MgY = 10 8,7 ; β MgOH = 10 2,58
Cho
H4Y có pKa1 = 2,0 ; pKa2 = 2,67 ; pKa3 = 6,27 ; pKa4 = 10,95
Bài giải :
Các quá trình xảy ra:
β MgY = 10 8, 7
Mg2+ + Y4-  MgY22−

+

2−

2 , 58
Mg2+ + OH-  MgOH+ β MgOH = 10
+

Y4- + H+  HY3-

K a−41

HY3- + H+  H2Y2-

K a−31

H2Y2- + H+  H3Y-

K a−21

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 12


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B
−1

K a1
H3Y- + H+  H4Y
−
Ta có: α Mg = β MgOH [OH ] = 1+ 102,58.10-3 = 1,38
+

αY

[H ] + [H ]
= 1+

+ 2

+

K a4

K a 4 K a3

+

[H ]

+ 3

K a 4 K a3 K a 2

+

[H ]

+ 4

K a 4 K a 3 K a 2 K a1

= 1,89

Hằng số cân bằng điều kiện:
β
108,7
'
β =
=
= 108, 28
α Mg α Y 1,38.1,89
Tính cân bằng trong dung dịch:
Mg2+ +
Y4 MgY2C
10-2
2.10-2
pứ 10-2 – x

10-2 – x
[ i]
x
10-2 + x
10-2 – x
Theo định luật TDKL:

β ' = 10 8, 28

10 −2 − x
= 10 8, 28
−2
x(10 + x)

Với x << 10-2
⇒ x = 10 −8, 28
Hoặc có thể tính cân bằng theo TPGH và sơ đồ Kamar:
β ' = 10 8, 28
 Tính TPGH :
Mg2+ +
Y4 MgY2C
10-2
2.10-2
[ i]
_
10-2
10-2
TPGH Y 4− = 10 −2 M ; Mg 2+ = 10 −2 M
 Tính cân bằng theo sơ đồ Kamar:
MgY2 Mg2+ +

Y4( β ' ) −1 = 108,28
C
10-2
10-2
[ i ] 10-2 - x
x
10-2 + x
−2
⇒ (10 −2+ x ) x = 10 −8, 28
10 − x
⇒ x = 10 −8, 28

Với x << 10-2

[Y 4− ]' = 10 −2 + x = 10 − 2 ⇒ [Y 4− ] =

10 −2
= 5,29.10 −3
αY

[ ] 10α = 3,8.10
][OH ] = 1,44.10

[ Mg 2+ ]' = x = 10 −8, 28 ⇒ Mg 2 + =

−8, 28

−9

Mg

[ MgOH ] = β [ Mg
[ HY ] = K [Y ][ H ] = 4,71.10
[ H Y ] = K K [Y ][ H ] = 8,78.10
+

3−

2−

2

2+

MgOH +

−1
a4

−1
a4

4−

−1
a3

−

+

4−

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

−9

−3

+ 2

−8

Trang 13


Hoàng Thị Ngân Hà

[H Y ] = K
[H Y ] = K
−

Hóa 2B

[ ][ ] = 4,11.10
K [Y ][ H ] = 4,11.10

3

−1

a4

K a−31 K a−21 Y 4− H +

4

−1
a4

K a−31 K a−21

−1
a1

4−

3

−16

+ 3

−25

II.3.3. Ảnh hưởng của pH đến sự tạo phức:
Mức độ tạo phức phụ thuộc pH bị chi phối bởi hai yếu tố ngược chiều nhau.
 Khi pH tăng :
- Mức độ tạo phức hiđroxo của ion kim loại tăng → nồng độ ion kim loại giảm →
khả năng tạo phức giảm.
- Quá trình proton hóa phối tử giảm → nồng độ phối tử tăng → khả năng tạo phức

tăng.
 Khi pH giảm:
- Mức độ tạo phức hiđroxo của ion kim loại giảm → nồng độ ion kim loại tăng →
khả năng tạo phức tăng.
- Quá trình proton hóa phối tử tăng → nồng độ phối tử giảm → khả năng tạo phức
giảm.
Ví dụ 7:
Tính nồng độ ion H+ đủ để làm giảm nồng độ Ag(NH3)2+ 0,10 M xuống còn 1,01.108
M.
Bài giải:
Do [Ag(NH3)2+] = 1,01.10-8 M << 0,10 M phức bị phân huỷ hoàn toàn. Hơn nữa
môi trường axít, nên có thể quá trình tạo phức hidroxo của Ag+ .
Phản ứng phân huỷ phân thức:
Ag(NH3)2+ + 2H+  Ag+ + 2NH4+
K = 10-7,24.(109,24)2 = 1011,24
C0
0,1
C
’
C
_
C – 0,2
0,1
0,2
Vì môi trường axít và KNH4+ = 10-9,24 M nhỏ nên sự phân li cảu NH4+ có thể bỏ qua.
Xét cân bằng:
Ag+ + 2NH4+  Ag(NH3)2+ + 2H+
K-1 = 10-11,24
C
0,1

0,2
C-0,2
-8
-8
-8
[i]
0,1 -10 0,2 -10
10
C - 0,2 +10-8
(C − 0,2 + 10 −8 ) 2 10 −8
= 10-11,24
(0,2 - 10 -8 )(0,1 - 10 -8 )
⇒ C = 0,2015 M.

II.4. Ảnh hưởng của sự tạo phức đến các quá trình khác:
II.4.1. Ảnh hưởng đến cân bằng oxi hóa – khử:
Sự tạo phức với các dạng oxi hóa, khử làm thay đổi hoạt độ của chúng là nguyên
nhân chính làm thay đổi thế oxi hóa – khử. Thông thường sự tạo phức với một phối tử xảy
ra khác nhau đối với các dạng oxi hóa và dạng khử.
Ví dụ 8:
Co2+ có tính khử rất yếu, rất khó oxi hoá thành Co 3+ trong môi trường axit (trừ khi
có điện phân), nhưng khi có mặt NH3 dư thì Co2+ dễ dàng bị oxi hoá bởi H2O2. Hãy giải
thích.
Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 14


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

Bài giải:
Trong môi trường axit, ion Co3+ là chất oxi hoá rất mạnh
Co3+ + e  Co2+ có E0Co3+/ Co2+ = 1,84V vì vậy trong dung dịch nước Co 3+ không
bền, oxi hoá nước tạo thành Co2+ và O2.
Khi có mặt dư lượng NH3, Co2+ và Co3+ đều dạng phức amin, hình thành cặp oxi
hoá - khử mới: Co(NH3)3+6 / Co(NH3)2+6 . Do phức của Co3+ bền hơn, nên thế của cặp
Co3+/Co2+ giảm xuống nhiều, tính khử của Co 2+ tăng lên đáng kể và dễ bị oxi hoá thành
Co (III). Thế tiêu chuẩn cuả cặp Co(NH3)3+6 / Co(NH3)2+6 được tính như sau:
Co(NH3)3+6 + e  Co(NH3)2+6
0

E= E

0

E= E

Co(NH3)

Co(NH3)

Mặt khác :

3+
6

/ Co(NH3)

2+
6

 Co( NH 3 ) 36+ 
+ 0,0592lg 
2+ 
 Co( NH 3 ) 6 

 β III .Co 3+ 
+ 0,0592lg 
/ Co(NH3)
2+ 
 β II .Co 
 Co 3+ 
3+
2+
0
E = E Co / Co + 0,0592lg  2 + 
 .Co 

3+
6

2+
6

3+

 E0 Co(NH3) 6
3+

/ Co(NH3)

2+
6

= E0 Co

3+

/ Co

2+

-0,0592lg

β III
β II .

2+

E0 Co(NH3) 6 / Co(NH3) 6 = 1,84 – 0,0592.(35,16-4,39) =0,18 V
• Hoặc có thể tính theo sự tổ hợp cân bằng như sau:
Co(NH3)3+6  Co3+ + 6 NH3
βIII-1 = 10-35,16
Co3+ + e  Co2+
K1 = 101,84/0,0592
Co2+ + 6NH3  Co(NH3)3+6
βII = 104,39
3+

3+
Co(NH3) 6 + e  Co(NH3) 6
K2 =10E020,0592
K2 = K1. βII. βIII  Eo Co(NH3)3+6 / Co(NH3)2+6 = Eo2 = 0,018 V.
Eo Co(NH3)3+6 / Co(NH3)2+6 = 0,018 V < E0 H2O2 = 1,77 V, nghĩa là trong môi trường
dư NH3 dư H2O2 dễ dàng oxi hoá được Co(II), hay nói một cách chính xác Co(NH 3)2+6 dễ
dàng bị oxi hoá bởi H2O2 để chuyển thành Co(NH3)3+6 .
II.4.2. Ảnh hưởng đến sự tạo thành các hợp chất ít tan:
Các chất tạo phức có mặt trong dung dịch có thể làm hạn chế hoặc ngăn cản quá
trình kết tủa do sự tạo phức với ion kim loại. Tính chất này có ứng dụng quan trọng trong
hóa phân tích là dùng để che các ion cản trở.
Ví dụ 9:
Tính độ tan của AgBr trong dung dịch NH3 0,02 M.
Bài giải:
AgBr  Ag+ + BrKs = 10-12,3 (1)
Ag+ + NH3  AgNH3
β1 = 103,32 (2)
Ag+ + 2NH3  Ag(NH3)2+
β2 = 107,23 (3)
NH3 + H2O  NH4+ + OHKb = 10-4,76 (4)
Cách 1: Tính theo K s'
Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 15


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

Vì CNH3 >> = Ks =

10 −12 , 3

và vì β2 >>β1 cho nên có thể tổ hợp (1)

và (3):
AgBr↓ + 2NH3  Ag(NH3)2+ + Br- K
0,02
0,02 –x
x
x

C
C’

= 10-12,3 + 7,23 = 10-5,07

x2
-5,07
giả thiết x << 0,01  = 5,08.10-5 << 0,01(thoả mãn) 
2 = 10
(0,02 − 2 x)

C’ Ag(NH3)2+ = C’Br- = x = 5,8.10-5 M và C’NH3 =0,0199 M.
Vì Ag(NH3)2+ bền nên lượng NH3 dư quyết định độ pH của hệ:
NH3 +
H2O  NH4+ + OHKb = 10-4,76
C
0,0199

’
C
x
x
x2

= 10-4,76  [NH4+ ] = [OH-] = x = 5,84.10-4 M; pH = 10,76

( 0,0199 x )

−1
α −1
từ giá trị pH ta tính được, ta sẽ tính đến K’s = K’s Ag = . α Br − , với
1
−1
α Ag =
=
và α Br − = 1
2
−1
1 + *βh + β1[ NH 3 ] + β 2 [ NH 3 ]
’
-23
K s = 10 (1+10-11,7. 1010,76 + 1032.1,93. 10-2 + 107,23(1,93. 10-2) 2 )
= 3,19. 10-9
Vậy S = K s' = 3,19.10 −9 = 5,65.10-5M.
Cách 2: Tính theo ĐKP với MK là thành phần ban đầu gồm Ag + (S mol/l) H2O và NH3
0,02 M:
h = [ H+] = [OH-] - [NH4+] + [AgOH]. Sau khi tổ hợp cần thiết ta được:
K + β [ Ag + ]

h=
(5)
−1

1 + K a [ NH 3 ]

buớc 1: chấp nhận [Ag+]o = So =

K s = 10-6,15 và [ NH3]o = C NH 3 = 0,02 M.

thay vào (5) để ta tính h1:
h1 =

10 -14 + 10 −11,7 + 10 −6,15
= 1,7.10-11 = 10-10,77
9 , 24
1 + 10 .0,02

Từ định luật BTNĐ ban đầu đối với Ag+ và NH3 ta có:
C Ag = S = [Ag+] +[AgOH] + Ag(NH3)+ + Ag(NH3)2+
+

S = [Ag+](1 + *βh −1 + β1[ NH 3 ] + β 2 [ NH 3 ] )
2

⇒ [Ag+] =

S

1 + *βh + β 1 [ NH 3 ] + β 2 [ NH 3 ]

−1

2

(6)

C NH = [ NH3] + [NH4+] + [Ag(NH3)+] + 2 [Ag(NH3)2+ ]
3

= [ NH3]( 1 + K a−1 h + β1 [ Ag + ] + 2β 2 [ Ag + ] [ NH 3 ] )

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 16


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

⇒ [NH3] =

C NH 3

[

1 + K a−1 h + β 1 [ Ag + ] + 2 β 2 Ag +

(7)

] [ NH ]
3

Thay (6) v ào biểu thức tích số tan để tính lại đ ược S
S2
Ks = [Ag ][Br ] =
2
1 + *βh −1 + β1[ NH 3 ] + β 2 [ NH 3 ]
+

⇒ S1 =

-

K s ( ) 1 + *βh −1 + β1 [ NH 3 ]0 + β 2 [ NH 3 ]


(8)
2
0

⇒ S1 = 5,58.10-5 M.





(9)

Thay giá trị S1 và [NH3]o v ào (6) đ ể t ính l ại [Ag+] 1

5,85.10 −5

+

[Ag ] 1 =

(

1 + 10 −11,7 +10,77 + 10 3,32.0,02 + 10 7 ,32 0,02

)

2

= 8,56. 10 −9 = 10-8,07

Thay [Ag+] 1 và [NH3]o vào (7) để tính lại [NH3] 1 :
[NH3] 1 =

0,02
1 + 10

9 , 24 −10 , 77

+ 10

3, 32 − 0,87

+ 2.10 7 ,32.10 −8, 07 .0,02

= 0,0193

bước 2 : Thay [Ag+] 1 = 10-8,07 và [NH3] 1 vào (5) để tính lại h2
h2 =

10 -14 + 10 −11,7 −8, 07
= 1,72.10-11 = 10-10,76
1 + 10 9, 24.0,0193

Thay h2 và [NH3] 1 vào (9) để tính độ tan S2 = 5,65.10-5
Tiếp tục lặp như vậy được S3 = 5,65.10-5 = S2. Kết quả lặp.
Vậy S = 5,65.10-5.
II.5.Ứng dụng phản ứng tạo phức trong hoá học phân tích:
II.5.1. Xác định định tính các chất :
Phản ứng tạo phức đặc trưng cho phép kết luận định tính sự có mặt của ion trong
dung dịch
Ví dụ: Cu(NH3)42+ màu xanh đậm dùng để phát hiện Cu2+
Alizarin S tạo với nhôm hiđroxit “sơn” màu đỏ do hình thành hợp chất nội phức
dùng để phát hiện sự có mặt của nhôm…
II.5.2. Xác định định lượng các ion kim loại :
- Axit etylenđiaminetraaxetic (EDTA) được dùng để định lượng nhiều ion kim loại do
có khả năng tạo phức bền với nhiều ion kim loại.
- Phản ứng màu giữa nhiều thuốc thử hữu cơ với các ion kim loại được dùng để định
lượng trắc quang hoặc chiết trắc quang các ion kim loại.
II.5.3. Hòa tan các kết tủa khó tan, tách các ion:
Nhiều thuốc thử được sử dùng để hòa tan các hợp chất khó tan hay tách các ion nhờ
tính chất tạo phức của chúng.
II.5.4. Che các ion cản trở:
Sự “che” ion: chuyển ion cản trở sang một dạng khác mà không cần phải tách ion đó
ra khỏi dung dịch.

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 17


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

Chất “che”: chất đưa vào để làm triệt tiêu hoặc kìm hãm phản ứng cản trở. Các chất
che phải có khả năng tạo được phức đủ bền với ion cản trở để ion này không còn tác dụng
với thuốc thử sẽ dùng cho ion cần xác định,độ bền của phức giữa chất che với ion cần xác
định phải rất bé đẻ không gây cản trở cho phản ứng chính.
Ví dụ 10: (Đề thi olympic truyền thống )
Thêm 1 ml dung dịch NH 4 SCN 0,10 M vào 1ml dung dịch Fe3+ 0,01 M và F − 1M. Có
−6
màu đỏ của phức FeSCN 2+ hay không? Biết rằng màu chỉ xuất hiện khi C FeSCN > 7.10 M
và dung dịch được axit hóa đủ để sự tạo phức hidroxo của Fe (III) xảy ra không đáng kể.
−1
−13,10
Cho β3 FeF3 = 10
; β1FeSCN 2+ = 103,03 ( β là hằng số bền).
Bài giải:
Ta có: C Fe << C F (= 1) β FeF rất lớn.
Vì vậy trong dung dịch, Fe3+ tác dụng hết với F- tạo ra phức FeF3 .
2+

3+

−

3

Fe3+ + 3F − → FeF3

Ban đầu
0,01 1
Sau phản ứng __ 0,97 0,01
−2
Sau khi trộn với NH 4 SCN : C FeF = 5.10-3M; C F = 0,485M; C SCN = 5.10 M
FeF3
 Fe3+
+ 3F 10-13,10
Fe3+ + SCN-  FeSCN2+
10+3,03
3

−

−

FeF3 + SCN-  FeSCN2+ + 3FK = 10-10,07
C
5.10-3 5.10-2
0,485
-3
-2
[ ] (5.10 -x)
(5.10 -x)

x
0,485+3x
x(0, 485 + 3x)3
= 10 −10,07
−3
−2
(5.10 − x)(5.10 − x)
25x10 −5 x10 −10,07
-3
= 1,86 x10 −13 < 7 x10 −6
Với x << 5.10 ta được : x =
3
( 0,485)
2+
Vậy màu đỏ của phức FeSCN không xuất hiện, nghĩa là F- đã che hoàn toàn Fe3+
⇒

II.6.Bài tập tổng hợp:
Bài 1: Tính cân bằng trong dung dịch AgNO3 0,005 M và NH3 0,10 M.
Biết : Ag(NH3) +n có: lg β1 = 3,32 ; lg β 2 = 7,24
NH3 có pKb = 4,76
Bài giải:
Các quá trình tạo phức:
Ag+ + NH3  AgNH3+
β1 = 103,32
(1)
Ag+ + NH3  Ag(NH3)2+
β2 = 107,24
(2)
Nhận xét: β1 << β2, CNH3 >> CAg+ có thể coi thành phần chủ yếu là Ag(NH3) 2+

Ag+ + NH3  Ag(NH3)2+
107,24
5.10-3 0,01
0,090
5.10-3
Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 18


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

Đánh giá quá trình proton hoá của NH3:
NH3 + H2O  NH4+ + OH0
C
0,090
C
(0,090-x)
x
x

10-4,76

x2
= 10-4,76  x = 1,25.10-3
0,090 − x

CNH3 = 0,089 ≈ [NH3] (do β21 bé)

Ag(NH3)2+  Ag+ + NH3
0,005
(0,005-x)
x
0,089

C
[]

0,089 x
= 10-7,24  x= 3,63.10-8 = [Ag]
0,005 − x

[AgNH3+] = β1[Ag+][ NH3] = 103,32 .3,63.10-8.0,089 =6,7510-6 << 0,005
Vậy phép tính gần đúng được chấp nhận.
Bài 2: (Đề thi olympic truyền thống 30/4)
Đánh giá thành phần cân bằng trong hỗn hợp gồm Ag + 1,0.10-3 M; NH 3 1,0 M và
7,24
0
0
2+
12,03
Cu bột. Cho β 2 Ag( NH ) = 10 ; β 4Cu(NH )4 = 10 ; E Ag / Ag = 0, 799V;E Cu / Cu = 0,337V
+
3 2

+

3

2+

0

(ở 25 C)
Bài giải:
Các quá trình xảy ra:
- Tạo phức Ag(NH 3 )2+ ( C NH > C Ag )
3

+

β 2 = 107,24
Ag+ + 2NH3  Ag(NH3)2+
1,0.10-3
1,0
__
1,0-2,0.10-3 1,0.10-3
- Khử Ag(NH 3 )2+ bởi Cu:
β 2−1 = 10−7,24 (1)
2x Ag(NH3)2+  Ag+ + 2NH3
K 0 = 1015,61 (2)
2Ag+ + Cu  2Ag + Cu2+
- Tạo phức của Cu2+ với NH 3 ( C NH > C Cu )
β 4 = 1012,03 (3)
Cu2+ + 4NH3  Cu(NH3)42+
Tổ hợp (1), (2) và (3):
−2
2Ag(NH3)2+ + Cu  2Ag + Cu(NH3)42+ ; K = β 2 .K 0 .β 4 = 1013,16
1,0.10-3

----5,0.10 -4
2+
−3
TPGH: Cu(NH 3 )4 : 5,0.10-4M ; NH 3 :1, 0 − 2.10 ≈ 1, 0M
β 4−1 = 10 - 13,16
Cân bằng
Cu(NH3)42+ + 2Ag  2Ag(NH3)2+ + Cu
C 5,0.10-4
[ ] 5,0.10-4-x
2x
3

⇒

2+

(2x)2
= 10 −13,16
(5, 0.10 −4 − x)

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 19


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

x = 5.10 - 4  2x = 5x10 −4 .10 −13,16 = 10 −8,23 < 5x10 −4

+
-8,23
−9
Vậy: [Ag(NH 3 )2 ]=2x=10 = 5, 9.10 M
[Cu(NH3 )42+ ]=5,0.10-4 M
+

Mặc dù Ag+ tồn tại dưới dạng phức Ag(NH3 )2 nhưng vẫn bị Cu khử hoàn toàn.
Bài 3: Tính nồng độ NH3 và NH4NO3 phải có trong dung dịch AgNO 3 10-3 M sao
cho dung dịch thu được có pH = 9 và số phần tử trung bình của NH3 đối với ion Ag+ là 1,5
+
Biết: Ag(NH3) n có: lg β1 = 3,32 ; lg β 2 = 7,24
NH3 có pKb = 4,76
Bài giải:
C NH 3 − [ NH 3 ]

Số phối tử của trung bình: n =

C Ag +

= 1,5

(1)

Nhận xét: n = 1,5 > 1 nên C NH > C Ag và ion Ag+ tồn tại trong dung dịch chủ yếu
+
ở dạng phức AgNH 3 và Ag(NH3) +2 nên:
+

3

C Ag + = [AgNH 3+ ] + [Ag(NH3) +2 ]
+

C NH = [NH3] + [AgNH 3 ] + 2[Ag(NH3) +2 ]
⇒ C NH - [NH3] = [AgNH 3+ ] + [Ag(NH3) +2 ]
3

3

Thay các giá trị C NH - [NH3] và C Ag vào (1) ta được:
3

(1) ⇔ n =

+

[ Ag ( NH 3 ) + ]+ ]2 Ag ( NH 3 ) +2 ]
= 1,5
[ Ag ( NH 3 ) + ][ Ag ( NH 3 ) +2 ]

β1 [ Ag + ][ NH 3 ] + 2 β 2 [ Ag + ][ NH 3 ] 2
= 1,5
(2)
β1 [ Ag + ][ NH 3 ] + β 2 [ Ag + ][ NH 3 ] 2
Biến đổi phương trình (2) ta được:
β
10 3,32
− 3, 91
[NH3] = 1 = 7 , 23 = 10

β 2 10
Thế vào (1) ⇒ C NH = n C Ag + + [NH3] = 1,5.10-3 + 10.-3,91 = 1,623.10-3
⇒n =

3

Tính cân bằng ở pH = 9
NH3 + H2O  NH +4 + OH[]
10-3,91
C
10-5

Kb = 10-4,76

10 −5 C
= 10 − 4,76
10 −3,91
⇒ C = 2,14.10-4

Vậy trong dung dịch phải có NH3 1,623.10-3 M và NH4NO3 2,14.10-4 M.
Bài 4:(Đề thi HSG lớp 12 – tỉnh Thừa Thiên Huế)
Cho biết chiều hướng của phản ứng oxi hóa - khử:
2FeF3
+ 2I2Fe2+ + I2 + 6FBiết : EoFe3+/Fe2+ = 0,77V
EoI2/2I- = 0,54V
+3
Quá trình : Fe + 3F  FeF3
β = 1012,06
(Bỏ qua quá trình tạo phức hiđroxo của Fe3+, Fe2+)
Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 20


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

Bài giải:
Ta có các quá trình :
FeF3  Fe3+ + 3Fβ-1 = 10-12,06
3+
3+
Fe +1e  Fe
K1 = 10E1/ 0,059
FeF3 +1e  Fe2+ + 3F(1) K2 = 10-12,06 + 0,77/ 0,059

= 10 0,99

Mặt khác :
I2 + 2e  2I- (2)
K3 = 10 (0,54/ 0,059)2 = 1018,3051
Tổ hợp (1) và (2): 2FeF3 + 2I-  2Fe2+ + I2 + 6FVới K = K22.K3-1 = 10-17,325
* Kết luận : K quá bé nên phản ứng không thể xảy ra theo chiều thuận, mà chỉ xảy ra theo
chiều nghịch.
Bài 5: Tính cân bằng trong dung dịch Ni2+, H2Y2- cùng nồng độ 0,01 và pH = 10.
18, 62
* β NaOh = 10 −8,94
Biết β NiY = 10
H4Y có pKa1 = 2,0; pKa2 = 2,67; pKa3 = 6,27; pKa4 = 10,26;

Bài giải:
Các cân bằng
H2O  H+ + OHNi2+ + H2O  NiOH+ + H+
Ni2+ + Y4-  NiY2* β .[ Ni 2+ ]
2+ ’
2+
+
2+
[Ni ] = [Ni ] + [NiOH ] = [Ni ] +
+
+

2

H



= [Ni2+] 1 +


 αNi = 1 +

*β 
 = [ Ni 2+ ].αNi
[ H + ] 

*β
10 −8.94
=

1
+
= 12,84
[H + ]
10 −10

[Y4-] ' = [Y4-] +[HY3-] + [H2Y2-] + [H3Y-] + [H4Y]
= [Y4-] αY
Với αY =1+

[ H + ] [ H + ] 2 [ H + ]3
[ H + ]4
+
+
+
= 9,914
K a4
K a 4 a 3 K a 4 a 3a 2 K a 4 a 3a 2 a1

Hằng số cân bằng điều kiện:
β
1018,62
β' =
=
= 1016,53
α Niα Y 12,48.9,914
Ni2+ + Y4-  NiY2C
0,01
0,01
Pư

0,01-x 0,01-x
[i]
x
x
0,01-x

β = 1016,53

0,01 − x
= 1016,53
2
x

Với x<< 0,01  x= 5,43.10-10

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 21


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

2+ ’

x = [Ni ] =5,43.10
4- ’

[Y ] = 5,43.10

-10

-10

 [Ni

 [Y

4-

[ Ni ]
]=

2+ '

2+

[Y ]
]=

4− '

αY

α Ni

= 4,35.10 −11

= 5,48.10 −11

2-

[NiY ] = 0,01- x =0,01.
Bài 6:Trộn 10,00 ml dung dịch FeSCN 2+ 2,0.10-3 M với 10,00 ml dung dịch NaF
0,925M. Tính cân bằng trong dung dịch.
Cho biết: lg β Fe _ F = 5,28; 9,30; 12,06;
lg β iFe _ SCN =3,03; 4,97; 6,37; 6,14; 7,19;
i

3+

3+

−

−

Bài giải:
CFeSCN2+ = 1,01.10-3 M
CF- = 0,476 M
NaF
 Na+ + F2+
FeSCN  Fe3+ + SCNPhản ứng:
FeSCN2+ + 3F-  FeF3 + SCNK = 10-3,03+ 12,06 = 109,03
C0
0,001
0,476
C
_

0,473
0,001
0,001
TPGH : FeF3 0,0010 M; F- 0,473 M; SCN- 0,0010 M.
Vì phức FeF3 rất bền nên lượng Fe+3 sinh ra là không đáng kể, mặt khác CSCN- tạo
thành nhỏ, do đó không thể chấp nhận bỏ qua các phức thioxiano bậc cao của Fe +3 và bỏ
qua sự tạo phức hidroxo đa nhân của Fe+3 .
Các cân bằng:
FeF3  FeF2+ + FK1 = 10-2,76
(1)
+
-6,78
FeF3  FeF2 + 2F
K2 = 10
(2)
+
-12,06
FeF3  FeF2 + 3F
K3 = 10
(3)
FeF3 + SCN-  FeSCN2+ + 3 F- K4 = 10-9,03
(4)
FeF3 + H2O  FeOH2+ + HF + 2F- K5 = 10-11,06
(5)
-10,83
F + H2O  HF + OH
K6 = 10
(6)
Do F còn dư với nồng độ lớn, nên F sẽ quyết định pH của hệ:
F- +

H2O  HF + OHKb = 10-10,83
C
0,473
[i]
(0,473-x)
x
x
x2
= 10-10,83
0,473 − x
Với x << 0,473 ⇒ x = 10-5,58
⇒ [ HF] = [ OH-] = 10-5,58 = 2,63.10-6 M

Như vậy quá trình hoá proton của F- là không đáng kể và pH = 8,42.
So sánh các quá trình (1), (2), (3), (4) và (5) ta thấy:
K1 >> K2 >> K4 > K5 > K3 ,nghĩa là có thể xem cân bằng (1) là chủ yếu:
Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 22


Hoàng Thị Ngân Hà

C
[i]

Hóa 2B

FeF3  FeF2+ + F0,001
0,473

0,001-x x
0,473 + x

( 0,473 + x ) x = 10 −2,76
0,01 − x

K1 = 10-2,76

⇒ x =,67.10-6 M.

[FeF2+] = x = 3,67.10-6
[FeF3] = 0,01 – 3,67.10-6 = 9,96.10-4 M
Từ các phương trình (2), (3),(4), (5) ta tính được nồng độ các cấu tử còn lại:
Vậy

10 −6, 78.9.9,96.10 −4
= 7,93.10 −10 M
=
2
(0,473)

2+

[FeF ]

10 −12, 06.9,96.10 −4
= 8,2.10 −15 M
=
2
(0,473)

3+

[Fe ]

10 −9, 03.9,96.10 −4.10 −3
= 8,78.10 −15 M
[FeSCN ] =
2
(0,473)
2+

10 −11, 06.9,96.10 −4
= 1,47.10 −8 M
[FeOH ] =
−5 , 58
2
10 .(0,473)
2+

Kết quả tính cho thấy [FeF 3] chiếm

9,96.10 −4.100
= 99,6M Vậy cách giải trên là
10 −3

hoàn toàn thỏa mãn.
Có thể tính cân bằng trong hệ bằng phương pháp tính lặp gần đúng liên tục theo
BTNĐ ban đầu hoặc theo ĐKP. Kết quả hoàn toàn phù hợp.
Bài 7: .Một dung dịch A gồm: Fe(ClO 4)3 0,01 M và HClO4 1M. Tính số ml KSCN

5.10 M phải thêm vào 10ml dung dịch A sao cho màu đỏ của phức FeSCN 2+ xuất hiện đủ
rõ. Biết rằng màu của phức FeSCN 2+ xuất hiện khi nồng độ của ion phức này vượt quá 10 5,5
ion – g/l.
Bài giải :
Khi thêm từ từ KSCN vào dung dịch Fe 3+ đến vừa xuất hiện màu hồng của phức
FéCN2+ thì có thể coi quá trình tạo phức duy nhất là:
3, 03
Fe3+ + SCN-  FeSCN2+ β = 10 . Sự tạo phức hidroxo xảy ra không đáng kể
(môi trường axit). Có thể coi thể tích SCN- cho vào là rất bé.
Fe3+ +
SCN-  FeSCN2+
-3
C
10
C
[]
10-3 – 10-5,5 C-10-5,5
10-5,5
-4



10 −5,5
= 10 3,03
10 −3 C − 10 −5,5

(

)

6,10.10 −6.10
= 0,102ml
Tính ra C =6,10.10 và V =
5.10 − 4
-6

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 23


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

Việc kiểm tra cho thấy rằng nồng độ các dạng phức khác nhau là không đáng kể:
[SCN-] = 2,94.10-6; Fe(SCN) +2 = 8,1.10-10
Fe(SCN)3 = 5,95.10-14; Fe(SCN) −4 = 1,08.10-15 ;
Fe(SCN) 52− = 3,4.10-24 ion-g/l.
II.7. Bài tập tự giải:
Bài 1.Tính số ml KI 1M phải thêm vào 10 ml dung dịch Hg(NO 3)2 0,01 Mvà HNO3
10-3 M sao cho [Hg2+] =10-26 ion/l (khi tính không kể sự tăng thể tích khi cho thêm KI)
Bài 2.Nồng độ KCN trong dung dịch cần lấy bao nhiêu để khi trộn hai thể tích bằng
nhau của dung dịch K[Ag(CN)2] và KI 0,2 M thì kết tủa của AgI không tạo thành và phức
Ag(CN)2 không bị phân hủy.
Bài 3.Có hiện tượng gì xảy ra nếu trong dung dịch chứa 6,1 mol/l [Cu(NH 3)4]Cl2 ,
0,4 mol/l NH3 và nồng độ của sunfuhidro bằng 10-12 M.
Bài 4.Tính số ml của Na2S2O3 0,1M phải cho vào 100 ml dung dịch Cu(ClO 4)2 0,01
M sao cho nồng độ của ion Cu 2+ không tạo thành phức thiosunfat trong dung dịch bằng 10 -7
ion.g/l.

Bài 5.Tính số ml NH3 1M cần phải cho vào 10 ml dung dịch Cu(NO 3)2 0,1 M để khi
pha loãng thành 100 ml thì nồng độ [Cu2+] = 10-10ion.g/l.

III. KẾT LUẬN:
Việc tính toán cân bằng tạo phức trong dung dịch thường phức tạp vì quá trình tạo
phức luôn đi kèm với nhiều quá trình phụ khác như sự tạo phức hiđroxo của ion kim loại,
sự proton hóa của các phối tử…Quá trình tạo phức thường xảy ra theo từng nấc và trong đa
số trường hợp với mức độ chênh lệch một cách rõ rệt.
Việc đánh giá cân bằng tạo phức thường đòi hỏi phải có những điều kiện gần đúng
hoặc phải tiến hành bằng những phương pháp tính gần đúng thích hợp. Trong trường hợp
đơn giản chỉ có thể được thực hiện được khi nồng độ phối tử rất dư so với ion trung tâm
hay nồng độ ion trung tâm rất dư so với phối tử; khi biết nồng độ cân bằng của các ion kim
loại và phối tử hay biết pH của dung dịch…Trong những trường hợp phức tạp hơn đòi hỏi
phải có những điều kiện gần đúng thích hợp.
Các phản ứng tạo phức được ứng dụng rộng rãi trong Hóa học phân tích để phát
hiện các ion, để xác định định tính hay định lượng các chất, để che ion cản trở, tách các
chất…
Qua BÀI TẬP LỚN này đã tìm hiểu được cân bằng của phức chất trong dung dịch
và một số ứng dụng quan trọng của phức chất trong phân tích định tính và định lượng.

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 24


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

TÀI LIỆU THAM KHẢO

1. Nguyễn Tinh Dung, (2009), Hóa học phân tích 1 – Cân bằng ion trong dung dịch,
NXB ĐHSP (tái bản lần thứ nhất), [109-144], [178-181], [232-235]
2. Nguyễn Tinh Dung, (2008), Hóa học phân tích - Câu hỏi và bài tập - Cân bằng ion
trong dung dịch, NXB ĐHSP (tái bản lần thứ nhất), [167,204]
3. Nguyễn Tinh Dung, (1982), Bài tập Hóa học phân tích , NXBGD, [56-61]
4. Trần Tứ Hiếu, Từ Vọng Nghi, Hoàng Thọ Tín, (1984), Bài tập Hóa phân tích, NXB
Đại học và trung học chuyên nghiệp, [14-21]
5. Từ Vọng Nghi, (2001), Hóa học phân tích, phần 1, Cơ sở lý thuyết các phương pháp
hóa học phân tích, NXB ĐHQG Hà Nội, [142-159]

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 25