Nghiên cứu sự tạo phức màu của một số kim loại nặng với thuốc thử hữu cơ bằng phương pháp trắc quang và ứng dụng phân tích đánh giá môi trường

Header Page 1 of 16.

ĐẠI HỌC THÁI NGUYÊN
TRƯỜNG ĐẠI HỌC SƯ PHẠM
-----------------------------------

TRẦN THỊ THÙY DƯƠNG

NGHIấN CỨU SỰ TẠO PHỨC MÀU CỦA MỘT SỐ KIM
LOẠI NẶNG VỚI THUỐC THỬ HỮU CƠ BẰNG PHƯƠNG
PHÁP TRẮC QUANG VÀ ỨNG DỤNG PHÂN TÍCH
ĐÁNH GIÁ MÔI TRƯỜNG

LUẬN VĂN THẠC SĨ KHOA HỌC HÓA HỌC

Thái Nguyên - 2009
Footer Page 1 of 16.
Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên




Header Page 2 of 16.

ĐẠI HỌC THÁI NGUYÊN
TRƯỜNG ĐẠI HỌC SƯ PHẠM
-----------------------------------

TRẦN THỊ THÙY DƯƠNG

NGHIấN CỨU SỰ TẠO PHỨC MÀU CỦA MỘT SỐ KIM

LOẠI NẶNG VỚI THUỐC THỬ HỮU CƠ BẰNG PHƯƠNG
PHÁP TRẮC QUANG VÀ ỨNG DỤNG PHÂN TÍCH
ĐÁNH GIÁ MÔI TRƯỜNG

LUẬN VĂN THẠC SĨ KHOA HỌC HÓA HỌC
Chuyên ngành : Hóa phân tích
Mã số

: 60.44.29

Cán bộ hướng dẫn khoa học
PGS.TS. TRẦN THỊ HỒNG VÂN

Thái Nguyên - 2009

Footer Page 2 of 16.

Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên




Header Page 3 of 16.

MỤC LỤC
Trang
Bảng danh mục các bảng biểu...............................................................................

1

Bảng danh mục các hình vẽ...................................................................................

3

Mở đầu...................................................................................................................

4

Chƣơng 1: TỔNG QUAN TÀI LIỆU THAM KHẢO......................................

6

1.1. Mangan và hợp chất của Mangan...............................................................

6

1.1.1. Mangan.........................................................................................................

6

1.1.2. Các hợp chất của mangan ...........................................................................

6

1.1.3. Ứng dụng của Mangan.................................................................................

9

1.1.4. Sự xuất hiện của Mangan và khả năng gây ô nhiễm của mangan trong
nước ngầm.............................................................................................................

9

1.2. sắt và hợp chất của sắt..................................................................................

10

1.2.1. Sắt.................................................................................................................

10

1.2.2. Một số hợp chất của sắt................................................................................

12

1.2.3. Vai trò của sắt đối với cơ thể con người......................................................

16

1.3. Thuốc thử PAR và các tham số định lƣợng của thuốc thử PAR .............

17

1.4. Axit sunfosalixilic..........................................................................................

19

1.4.1. Đặc điểm của thuốc thử H3SS ...................................................................

19

1.4.2. Ứng dụng của thuốc thử H3SS để xác định các nguyên tố...........................

21

1.5. Các phƣơng pháp xác định Mn(II) và Fe(III)............................................

22

1.5.1. Xác định Mn(II) bằng phương pháp trắc quang ..........................................

22

1.5.2. Các phương pháp xác định sắt.....................................................................

27

1.6. Các phƣơng pháp xác định thành phần của phức.....................................

35

1.6.1. Phương pháp tỷ số mol.................................................................................

35

Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên

Footer Page 3 of 16.

Header Page 4 of 16.

1.6.2. Phương pháp hệ đồng phân tử gam.............................................................

36

1.6.3. Phương pháp Staric – Bacbanel...................................................................

36

1.7. Các bƣớc phân tích phức màu trong phân tích trắc quang......................

38

1.7.1. Nghiên cứu hiệu ứng tạo phức.....................................................................

38

1.7.2. Nghiên cứu các điều kiện tạo phức tối ưu....................................................

39

1.7.3. Xác định thành phần của phức.....................................................................

40

1.7.4. Khảo sát khoảng nồng độ tuân theo định luật Bia........................................

40

Chƣơng 2: ĐỐI TƢỢNG, PHƢƠNG PHÁP NGHIÊN CỨU VÀ KĨ THUẬT
THỰC NGHIỆM...........................................................................................................

41

2.1. Đối tƣợng nghiên cứu...................................................................................

41

2.2. Phƣơng pháp nghiên cứu..............................................................................

41

2.2.1. Nghiên cứu sự tạo phức giữa Mn(II) với PAR bằng phương pháp trắc quang

41

2.2.2. Xác định hàm lượng Mn(II) trong nước dựa vào màu của ion MnO 4-........

41

2.2.3. Xác định hàm lượng Fe(III) trong nước bằng thuốc thử axit sunfosalixilic

41

2.3. Kỹ thuật thực nghiệm...................................................................................

42

2.3.1. Hóa chất, dụng cụ và thiết bị nghiên cứu.....................................................

42

2.3.2. Cách tiến hành thực nghiệm.........................................................................

44

2.3.3. Xử lý kết quả thực nghiệm...........................................................................

45

2.3.4. Cách lấy mẫu, xử lý mẫu..............................................................................

45

Chƣơng 3:

KẾT QUẢ NGHIÊN CỨU VÀ BÀN LUẬN..........................

47

3.1. Nghiên cứu sự tạo phức của Mn(II) với thuốc thử PAR...........................

47

3.1.1. Nghiên cứu các điều kiện tối ưu cho sự tạo phức Mn(II) – PAR.................

47

3.1.2. Xác định thành phần của phức ....................................................................

51

3.1.3. Xác định khoảng nồng độ tuân theo định luật Bia của phức........................

57

3.1.4. Khảo sát ảnh hưởng của một số ion gây cản................................................

59

3.2. Xác định Mn(II) bằng phƣơng pháp trắc quang dựa vào màu của ion MnO4-

60

3.2.1. Khảo sát các điều kiện tối ưu.......................................................................

60

Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên

Footer Page 4 of 16.




Header Page 5 of 16.

3.2.2. Khảo sát ảnh hưởng của ion lạ đối với màu của dung dịch MnO 4-..............

64

3.2.3. Xác định hàm lượng Mn(II) trong nước giếng khoan..................................

66

3.2.4. Đánh giá sự chính xác của phương pháp và giới hạn phát hiện của máy đo quang.

71

3.3. Nghiên cứu sự tạo phức của Fe(III) với H2SS- trong vùng kiềm (pH = 8
– 11,5) và xác định hàm lƣợng Fe(III) trong nƣớc giếng khoan......................

73

3.3.1. Khảo sát các điều kiện tối ưu.......................................................................

73

3.3.2. Khoảng nồng độ của Fe3+ tuân theo định luật Bia.......................................

77

3.3.3. Xác định hàm lượng Fe(III) trong nước giếng khoan..................................

78

3.3.4. Đánh giá sự chính xác của phương pháp và giới hạn phát hiện của máy đo quang.

84

KẾT LUẬN VÀ KIẾN NGHỊ.............................................................................

86

TÀI LIỆU THAM KHẢO……………………………………………………...

88

LÝ LỊCH KHOA HỌC........................................................................................

91

Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên

Footer Page 5 of 16.




Header Page 6 of 16.

1

BẢNG DANH MỤC CÁC BẢNG BIỂU
STT

Số bảng

Tên bảng

1

1.1

Vùng tồn tại và các đặc trưng quang học của PAR

19

2

1.2

Hằng số phân li axit của PAR

19

3

3.1

Sự phụ thuộc mật độ quang của phức vào thời gian

49

4

3.2

Sự phụ thuộc của mật độ quang của phức Mn(II) - PAR vào pH

50

5

3.3

Sự phụ thuộc mật độ quang của phức vào pH

51

6

3.4

Kết quả phụ thuộc ∆A vào nồng độ thuốc thử với CMn(II) = 3.10-5M.

52

7

3.5

Kết quả phụ thuộc ∆A vào nồng độ Mn(II) với CPAR = 4.10-5M.

52

8

3.6

Kết quả xác định thành phần phức theo phương pháp hệ

53

Trang

đồng phân tử gam (CPAR + CMn(II) =10-4M)
9

3.7

Kết quả xác định thành phần phức theo phương pháp hệ

54

đồng phân tử gam (CPAR + CMn(II) =6.10-5M)
10

3.8

Sự phụ thuộc ∆Ai/CPAR vào ∆Ai/∆Agh

55

11

3.9

Sự phụ thuộc ∆Ai/CMn(II) vào ∆Ai/∆Agh

56

12

3.10

Sự phụ thuộc mật độ quang của phức vào nồng độ Mn(II)

57

13

3.11

Kết quả khảo sát ảnh hưởng của Pb2+

58

14

3.12

Kết quả khảo sát ảnh hưởng của Fe3+

58

15

3.13

Kết quả khảo sát ảnh hưởng của Al3+

58

16

3.14

Sự phụ thuộc mật độ quang của dung dịch MnO4- vào thời gian

61

17

3.15

Sự phụ thuộc mật độ quang của dung dịch MnO4 vào thể

62

tích axit H2SO4 1:1
18

3.16

Sự phụ thuộc mật độ quang vào thể tích chất oxi hóa K2S2O8

63

19

3.17

Sự phụ thuộc mật độ quang của dung dịch MnO4 vào nồng

64

độ Fe3+.
20

3.18

Khảo sát khả năng che Fe(III) bằng dung dịch H3PO4 1:4

65

21

3.19

Sự phụ thuộc mật độ quang vào nồng độ Mn(II)

66

22

3.20

Kết quả phân tích Mn(II) trong các mẫu giả

67

Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên

Footer Page 6 of 16.




Header Page 7 of 16.

2

23

3.21

Xử lý thống kê kết quả phân tích mẫu giả 1

67

24

3.22

Xử lý thống kê kết quả phân tích mẫu giả 2

68

25

3.23

Hàm lượng Mn(II) trong các mẫu thực

70

26

3.24

Kết quả xác định hàm lượng Mn(II) bằng phương pháp trắc

72

quang và phương pháp quang phổ hấp thụ nguyên tử.
27

3.25

Sự phụ thuộc mật độ quang của phức vào thời gian

74

28

3.26

Sự phụ thuộc mật độ quang của phức vào pH

75

29

3.27

Sự phụ thuộc của mật độ quang của phức vào nồng độ H2SS-

76

30

3.28

Sự phụ thuộc của mật độ quang vào nồng độ Fe(III)

77

31

3.29

Kết quả khảo sát ảnh hưởng của Pb2+

78

32

3.30

Kết quả khảo sát ảnh hưởng của Mn2+

78

33

3.31

Kết quả khảo sát ảnh hưởng của Al3+

78

34

3.32

Sự phụ thuộc của mật độ quang vào nồng độ Fe(III) khi có

79

mặt của các ion gây cản
35

3.33

Xác định Fe(III) trong mẫu giả bằng phương pháp đường chuẩn

80

36

3.34

Hàm lượng Fe(III) xác định trong mẫu giả theo phương

80

pháp thêm chuẩn.
37

3.35

Kết quả xác định hàm lượng Fe(III) trong nước giếng

81

khoan bằng phương pháp thêm chuẩn
38

3.36

Hàm lượng Fe trong nước giếng khoan theo phương pháp

84

thêm chuẩn
39

3.37

Kết quả xác định hàm lượng Fe(III) bằng phương pháp trắc
quang và phương pháp quang phổ hấp thụ nguyên tử.

Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên

Footer Page 7 of 16.



86


Header Page 8 of 16.

3

BẢNG DANH MỤC CÁC HÌNH VẼ
STT
1

Số hình
Tên hình vẽ
vẽ
1.1
Đồ thị phương pháp tỉ số mol

Trang

36

2

1.2

Đồ thị phương pháp hệ đồng phân tử gam

36

3

1.3

Các đường cong hiệu suất tương đối

38

4

3.1

Phổ hấp thụ điện tử của dung dịch phức Mn(II) – PAR

48

5

3.2

Sự phụ thuộc mật độ quang của phức vào thời gian

49

6

3.3

Sự phụ thuộc mật độ quang của phức vào pH

50

7

3.4

Sự phụ thuộc của A vào nồng độ của PAR (CMn(II) = 2.10-5M)

51

8

3.5

Sự phụ thuộc của A vào nồng độ của PAR (CMn(II) = 3.10-5M)

52

9

3.6

Sự phụ thuộc của A vào nồng độ của Mn(II)(CPAR = 4.10-5M)

53

10

3.7

54

11

3.8

12

3.9

Kết quả XĐ thành phần phức theo phương pháp hệ đồng
phân tử gam (CMn(II) + CPAR = 10-4M)
Kết quả XĐ thành phần phức theo phương pháp hệ đồng
phân tử gam (CMn(II) + CPAR = 6. 10-5M)
Sự phụ thuộc ∆Ai/CPAR vào ∆Ai/∆Agh

13

3.10

Sự phụ thuộc ∆Ai/CMn(II) vào ∆Ai/∆Agh

56

14

3.11

Sự phụ thuộc của mật độ quang của phức vào nồng độ Mn(II)

57

15

3.12

Khoảng nồng độ của Mn(II) tuân theo định luật Bia

57

16

3.13

Phổ hấp thụ của dung dịch Pemanganat.

60

17
18

19

3.14
3.15
3.16

Sự phụ thuộc của mật độ quang vào thời gian
Sự phụ thuộc mật độ quang vào thể tích axit H2SO4 1:1
Sự phụ thuộc mật độ quang vào thể tích chất oxi hóa K2S2O8

61
62
63

20

3.17

Đường chuẩn xác định hàm lượng Mn(II)

66

21

3.18

Phổ hấp thụ electron của phức Fe(III) – H2SS- so sánh với nước

73

22

3.19

Sự phụ thuộc của mật độ quang vào thời gian

74

23

3.20

Sự phụ thuộc của mật độ quang vào pH

75

24
25
26

3.21
3.22
3.23

Sự phụ thuộc của mật độ quang vào nồng độ thuốc thử
Khoảng nồng độ của Fe3+ tuân theo định luật Bia
Đường chuẩn khi có mặt các ion gây cản

76
77

79

Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên

Footer Page 8 of 16.

55
55




Header Page 9 of 16.

4

MỞ ĐẦU
Ngày nay cùng với sự phát triển mạnh mẽ của kinh tế, khoa học kĩ thuật và
công nghệ, đời sống vật chất của con người ngày càng được nâng cao thì ngược lại,
môi trường sống càng trở nên ô nhiễm. Chính vì vậy mà nghiên cứu về ô nhiễm môi
trường và các biện pháp bảo vệ môi trường là một việc làm rất cần thiết.
Ô nhiễm môi trường ảnh hưởng đến sức khỏe con người từ các nguồn: khí
thải, nước thải, các chất thải rắn... Trong các loại ô nhiễm đó thì ô nhiễm kim loại
nặng trong nước đóng một vai trò đáng kể. Chính vì vậy việc xác định hàm lượng
kim lọai nặng trong nước để từ đó tìm biện pháp hạn chế sự ô nhiễm là rất cần thiết.
Để xác định hàm lượng kim loại trong nước có nhiều phương pháp khác nhau
như: trắc quang, chiết trắc quang, phổ hấp thụ nguyên tử, cực phổ Von-Ampe hoà
tan... Một trong những phương pháp phân tích dùng để xác định kim loại ở nồng độ
thấp là phương pháp trắc quang, một phương pháp được sử dụng nhiều vì phương
pháp này tuy chưa phải hoàn toàn ưu việt nhưng xét về nhiều mặt có những ưu điểm

nổi bật như: có độ lặp lại cao, độ chính xác và độ nhạy đạt yêu cầu của phép phân
tích. Mặt khác, phương pháp này với các phương tiện máy móc không quá đắt, dễ
bảo quản và sử dụng, cho giá thành phân tích rẻ, phù hợp yêu cầu cũng như điều
kiện của các phòng thí nghiệm trong nước hiện nay.
Xuất phát từ những vấn đề trên, luận văn này với mục tiêu xác định hàm
lượng mangan và sắt trong nước sinh hoạt bằng phương pháp trắc quang với giá
thành rẻ, tiện lợi, dễ thực hiện trong các phòng thí nghiệm nhằm đóng góp, làm
phong phú thêm những công trình nghiên cứu trong lĩnh vực xác định vi lượng
mangan, sắt trên cả hai phương diện nghiên cứu và ứng dụng thực tiễn.
Từ những lí do trên chúng tôi chọn đề tài:
“ Nghiên cứu sự tạo phức màu của một số kim loại nặng với thuốc thử
hữu cơ bằng phương pháp trắc quang và ứng dụng phân tích đánh giá môi
trường”

Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên

Footer Page 9 of 16.




Header Page 10 of 16.

5

Trong khuôn khổ một luận văn thạc sĩ hóa học, những nhiệm vụ cơ bản được
đặt ra cho đề tài này là:
1- Nghiên cứu một cách có hệ thống sự tạo phức trong các hệ Mn(II)-PAR;
Fe(III)-H2SS- (axit sunfosalixilic) như: các điều kiện tạo phức tối ưu, thành phần
phức, khoảng nồng độ tuân theo theo định luật Bia.

2- Xác định hàm lượng Mn(II) trong một số mẫu nước giếng khoan bằng
phương pháp phân tích trắc quang.
3- Ứng dụng của phức đã nghiên cứu để xác định hàm lượng của Fe(III)
trong nước giếng khoan bằng phương pháp phân tích trắc quang.
Do điều kiện thực nghiệm và thời gian có hạn, mặc dù có nhiều cố gắng,
song luận văn không tránh khỏi những thiếu sót, rất mong được sự đóng góp của
quý thầy cô cùng các bạn đồng nghiệp.

Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên

Footer Page 10 of 16.




Header Page 11 of 16.

6

CHƢƠNG 1
TỔNG QUAN TÀI LIỆU THAM KHẢO
1.1. MANGAN VÀ HỢP CHẤT CỦA MANGAN
1.1.1. Mangan [8]
Mangan là nguyên tố thuộc phân nhóm phụ nhóm VII trong bảng HTTH của
Menđeleep
- Khối lượng nguyên tử:

54,938

- Tỷ trọng:

7,44

- Nhiệt độ nóng chảy:

12440C

- Nhiệt độ sôi:

2120 0C

- Cấu hình electron lớp ngoài cùng: 3d54s2
- Mangan có các trạng thái oxi hóa từ +2 đến +7
Trong thiên nhiên Mn là nguyên tố tương đối phổ biến, đứng hàng thứ 3
trong số các kim loại chuyển tiếp sau Fe và Ti. Trữ lượng của Mn trong vỏ trái đất
là0,032%. Mangan không tồn tại ở trạng thái tự do mà tồn tại chủ yếu trong các
khoáng vật. Khoáng vật chính của Mn là hausmanit( Mn3O4 ) chứa khoảng 72%
Mn, pirolusit(MnO2) chứa khoảng 63% Mn, braunit (Mn2O3) và manganit
MnO2.Mn(OH)2. Nước ta có mỏ pirolusit lẫn hemantit ở Yên Cư và Thanh Tứ (
Nghệ An), mỏ pirolusit lẫn hêmantit ở Tốc Tác và Bản Khuôn (Cao Bằng).
Trong cơ thể con người Mn có khoảng 4.10 -10% nằm trong tim, gan và tuyến
thượng thận, ảnh hưởng đến sự trưởng thành của cơ thể và sự tạo máu.
Mangan có nhiều đồng vị từ

49

Mn đến

55

Mn trong đó chỉ có

thiên nhiên chiếm 100%. Đồng vị phóng xạ bền nhất là
140 năm, và kém bền nhất là

49

53

55

Mn là đồng vị

Mn có chu kì bán hủy là

Mn có chu kì bán hủy là 0,4s. [18]

1.1.2. Các hợp chất của mangan [1]
1.1.2.1. Hợp chất của Mn(II)
Đa số hợp chất Mn(II) dễ tan trong nước, ít tan là MnO, MnS, MnF 2 ,

Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên

Footer Page 11 of 16.




Header Page 12 of 16.

7

Mn(OH)2, MnCO3 và Mn3(PO4)2. Khi tan trong nước các muối Mn(II) phân li tạo
phức aquơ kiểu [Mn(OH2)6]2+ làm cho dung dịch có màu hồng.
Khi tác dụng với các chất oxi hóa các hợp chất Mn(II) thể hiện tính khử.
Trong môi trường kiềm Mn(OH)2 bị O2 của không khí oxi hóa.
6Mn(OH)2 + O2 → 2Mn2MnO4 + 6H2O
( Đây là một phản ứng dùng để định lượng oxi hòa tan trong nước)
Trong môi trường kiềm mạnh, Mn2+ có thể bị oxi hóa thành MnO423MnSO4 + 2KClO3 + 12KOH → 3K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O
Trong môi trường axit những chất oxi hóa mạnh như PbO2 oxi hóa Mn2+
thành MnO4-.
2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2PbSO4 + 2H2O
1.1.2.2. Hợp chất của Mn(III)
Mn(III) oxit Mn2O3 tồn tại trong tự nhiên dưới dạng khoáng vật braunit.
Mn(III) hiđroxit được kết tủa từ dung dịch nước không có thành phần ứng
đúng Mn(OH)3 mà là hiđrat Mn2O3.xH2O. Ở 1000C hiđrat này mất nước tạo thành
mono hiđrat Mn2O3.H2O thường được biểu diễn là MnOOH và tồn tại trong tự
nhiên dưới dạng khoáng vật Manganit.
Những muối Mn(III) đơn giản và tương đối thông dụng là: MnF 3,
Mn2(SO4)3, Mn(CH3COO)3. Trong dung dịch Mn3+ dễ bị phân hủy theo phản ứng:
2Mn3+ + 2H2O  MnO2 + Mn2+ + 4H+
Tuy nhiên Mn3+ tồn tại bền hơn khi ở các trạng thái phức chất.
Ví dụ M3[Mn(CN)6] trong đó M là Na+, K+, NH4+
1.1.2.3. Hợp chất của Mn(IV)
Đối với Mn(IV) hợp chất bền là MnO2 và Mn(OH)4, các muối Mn(IV) không
có nhiều và cation Mn4+ bị thủy phân mạnh trong dung dịch nước tạo thành MnO2.
MnO2, Mn(OH)4 là những hợp chất vừa có tính oxi hóa, vừa có tính khử,
không tan trong nước.
Khi tác dụng với chất khử chúng đóng vai trò chất oxi hóa, Ví dụ:
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O

Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên

Footer Page 12 of 16.




Header Page 13 of 16.

8

Khi tác dụng với chất oxi hóa chúng đóng vai trò chất khử, sản phẩm là
những hợp chất Mn(VI), Mn(VII)
3MnO2 + KClO3 + 6KOH → 3K2MnO4 + KCl + 3H2O
2MnO2 + 3PbO2 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2H2O
1.1.2.4. Hợp chất của Mn(VI)
Mn(VI) chỉ được biết trong ion manganat (MnO42-) có màu lục thẫm. Người
ta đã tách được tinh thể muối manganat của kim loại kiềm, amôni, kim loại kiềm
thổ, chì, cacđimi.
MnO42- chỉ tồn tại trong dung dịch có dư kiềm, trong trường hợp ngược lại
chúng thủy phân theo phương trình:
3K2MnO4 + 2H2O → 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH
K2MnO4 + H2SO4 → H2MnO4 + K2SO4
( 3H2MnO4 → 2HMnO4 + MnO2 + 2H2O)
Các hợp chất Mn(VI) là những chất oxi hóa mạnh, tuy nhiên khi tác dụng với
các chất oxi hóa mạnh hơn thì sẽ thể hiện tính khử:
2K2MnO4 + Cl2 → 2KMnO4 + 2KCl
1.1.2.5. Hợp chất của Mn(VII)
Anhiđric pemanganic Mn2O7 là chất lỏng nhờn, màu đen xanh, không bền.

Người ta điều chế nó bằng cách tác dụng H2SO4 đặc lên KMnO4
2KMnO4 + H2SO4 → Mn2O7 + K2SO4 + H2O
Mn2O7 là hợp chất oxit axit điển hình, tác dụng mạnh với nước theo phản
ứng:
Mn2O7 + H2O → 2HMnO4
Ion MnO4- có màu đỏ tím tồn tại nhiều dưới dạng muối. KMnO4 là chất oxi
hóa mạnh và được dùng rộng rãi trong phòng thí nghiệm. Sản phẩm khử
pemanganat được tạo thành tương ứng với tính chất của môi trường.
Trong môi trường axit mạnh:
MnO-4 + 5e + 8H+ → Mn2+ + 4H2O

0
EMnO
= 1,51 V

/ Mn2
4

Trong môi trường acid yếu, trung tính:
Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên

Footer Page 13 of 16.




Header Page 14 of 16.

9

MnO-4 + 4H+ + 3e → MnO2 + 2H2O

0
= 1,231 V
EMnO

/ MnO
4

2

Môi trường kiềm:
MnO4- + e → MnO42-

E0 = 0,56 V

1.1.3. Ứng dụng của Mangan [8]
Gần 95% Mn được sản xuất là dùng để chế thép trong ngành luyện kim. Mn
có khả năng loại oxi, loại lưu huỳnh trong thép, gang và có khả năng tạo hợp kim
với sắt hành thép đặc biệt, truyền cho thép những phẩm chất tốt như khó rỉ, cứng và
chịu mài mòn. Thép Mn chứa 1-2% Mn dùng làm đường ray, trụ mô tơ, bánh răng.
Thép Mn chứa 10-15% Mn dùng để làm những chi tiết cứng, chịu va đập như búa,
má của máy đập đá, bi của máy nghiền quặng và gàu của tàu nạo vét sông. Thép
không rỉ loại không có Ni chứa 14% Cr và 15% Mn chịu được axit HNO 3 và những
khí chứa lưu huỳnh. Gang kính chứa 5-20% Mn.
Mangan có hàm lượng nhỏ trong sinh vật và là nguyên tố vi lượng quan
trọng đối với sự sống. Đất thiếu Mn làm cho thực vật thiếu Mn, điều này ảnh hưởng
lớn đến sự phát triển của xương động vật. Ion Mn là chất hoạt hóa một số enzim xúc
tiến một số quá trìnhtạo thành chất clorofin (chất diệp lục), tạo máu và sản xuất
những kháng thể nâng cao sức đề kháng của cơ thể. Mangan cần cho quá trình đồng

hóa nitơ của thực vật và quá trình tổng hợp protêin. Nhu cầu Mn của người lớn là 8
mg mỗi ngày. Thực phẩm chứa nhiều Mn là củ cải đỏ, cà chua, đậu tương, khoai
tây. Mn làm giảm lượng đường trong máu nên tránh được bệnh tiểu đường.
1.1.4. Sự xuất hiện của Mangan và khả năng gây ô nhiễm của mangan trong
nƣớc ngầm
Trước khi xét đến sự ô nhiễm của Mn trong nước ngầm ta cũng cần điểm qua
sự xuất hiện của Mn trong tự nhiên và trong nước thải.
Trong tự nhiên ở sông ngòi Mn chứa từ 0,001-0,16mg/l. Trong nước đường
ống thì Mn ở ngưỡng 0,05mg/l. [5]
Trong công nghiệp luyện kim chế tạo máy, hóa chất làm giàu quặng Mn, chế
biến quặng...thì nồng độ Mn trong nước thải là 1-1,2mg/l. Trong công nghiệp sản

Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên

Footer Page 14 of 16.




Header Page 15 of 16.

10

xuất hàng tiêu dùng, nước thải chứa 0,05- 0,47mg/l Mn. Thông thường Mn được
thải ra dưới dạng muối tan như muối sunfat, clorua, nitrat của Mn(II).
Trong nước ngầm Mn thường tồn tại ở dạng hóa trị II( Mn 2+) vì không có
mặt ôxi hòa tan hàm lượng Mn có thể là 1mg/l. [13]
Khi nghiên cứu tác động của hợp chất Mn và độc tính của chúng đối với cơ
thể sống, người ta thấy rằng:
Ở nồng độ 0,1mg/l Mn làm cho nước đục.

Ở nồng độ 0,25mg/l Mn nhuộm màu nước thành tối.
Ở nồng độ 0,2- 0,4 mg/l Mn làm kém chất lượng nước.
Ở nồng độ 0,5mg/l Mn làm cho nước có mùi kim loại.
Mangan làm giảm COD của nước.
Nồng độ Mn 0,001mg/l làm giảm 2% COD
Nồng độ Mn 0,01mg/l làm giảm 10% COD
Ảnh hưởng của cây trồng ở nồng độ 2mg/l, Mn gây độc tính đối với cây
trồng.
Nồng độ giới hạn cho phép của Mn trong nước ngầm là 0,1 – 0,5mg/l .[14]
1.2. SẮT VÀ HỢP CHẤT CỦA SẮT [1,7,18]
1.2.1. Sắt
1.2.1.1. Vị trí và tính chất của nguyên tử sắt
Tên, kí hiệu, số thứ tự:
Phân loại:

Sắt, Fe, 26
Kim loại chuyển tiếp

Cấu hình electron

[Ar] 3d64s2

Khối lượng riêng, độ cứng

7.874 kg/m3

Bề ngoài
Khối lượng nguyên tử
Bán kính nguyên tử (Ao)
Năng lượng ion hóa (eV)

Kim loại màu xám, nhẹ có ánh kim
55.845 đvc
1.35
I1=7.9 ; I2 = 16.18; I3 = 30.63

Thế điện cực chuẩn (V), Eo
Trạng thái oxi hóa
Hóa trị

E 0 Fe2 / Fe = -0.44V ; E 0 Fe3 / Fe2 = 0.77V

+2, +3
II, III

Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên

Footer Page 15 of 16.




Header Page 16 of 16.

11

1.2.1.2. Trạng thái tự nhiên
Sắt là nguyên tố phổ biến đứng hàng thứ 4 về hàm lượng trong vỏ trái đất sau
O, Si, Al. Trong thiên nhiên sắt có 4 đồng vị bền : 54 Fe ,
58

56

Fe (91.68%),

57

Fe và

Fe . Những khoáng vật quan trọng của sắt là manhetit (Fe3O4) chứa đến 72% sắt,

hematit (Fe2O3) chứa 60% sắt, pirit (FeS2) và xiderit chứa 35% sắt. Có rất nhiều mỏ
quặng sắt và sắt nằm dưới dạng khoáng chất với nhôm, titan, mangan,...Sắt còn có
trong nước thiên nhiên và thiên thạch sắt.
1.2.1.3. Tính chất lí học của sắt
Sắt là kim loại có ánh kim, có màu trắng xám, dễ rèn và dễ dát mỏng. Sắt có
4 dạng thù hình bền ở những khoảng nhiệt độ xác định:
700 C
911 C
1390 C
1536 C
 Fe  
 Fe γ 
 Fe  
 Fe lỏng
Fe α 
0

0

0

0

Những dạng α và  có kiến trúc tinh thể kiểu lập phương tâm khối nhưng có
kiến trúc electron khác nhau nên Fe α có tính sắt từ và Fe  có tính thuận từ, Fe α
khác với Fe  là không hòa tan C, Fe γ có kiến trúc lập phương tâm diện và tính
thuận từ, Fe  có kiến trúc lập phương tâm khối như Fe α nhưng tồn tại đến nhiệt độ
nóng chảy. Ở điều kiện thường, sắt là một nguyên tố sắt từ, tức là bị nam châm hút.
Ngoài ra dưới tác dụng của dòng điện, sắt trở thành nam châm.
Một số hằng số vật lí quan trọng của sắt.
Nhiệt độ nóng chảy : 15360C

Nhiệt thăng hoa :

418kJ/mol
7.91

Nhiệt độ sôi:

28800C

Tỉ khối:

Khối lượng riêng:

7.91g/cm3

Độ dẫn điện (Hg =1) : 10

1.2.1.4. Tính chất hóa học của sắt
Sắt là một kim loại có hoạt tính hóa học trung bình. Ở điều kiện thường,
không có hơi ẩm, sắt là kim loại thụ động. Sắt không tác dụng rõ rệt với những phi
kim điển hình như oxi, lưu huỳnh, clo, brôm vì có màng oxit bảo vệ.
Khi đun nóng (đặc biệt ở dạng bột nhỏ) sắt tác dụng với hầu hết các phi kim.
Khi đun nóng trong không khí khô, sắt tạo nên Fe2O3 và ở nhiệt độ cao hơn tạo nên
Fe3O4.

Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên

Footer Page 16 of 16.




Header Page 17 of 16.

12

Sắt phản ứng mạnh với các halogen. Khi đun nóng sắt với các halogen thu
được Fe(III) halogenua khan FeX3. Khí clo dễ dàng phản ứng với Fe tạo thành
FeCl3 .
Tuy nhiên khi nghiền bột I2 với Fe sản phẩm tạo thành có thành phần là Fe3I8
( hay 2FeI3.FeI2):
3Fe + 4I2 
 Fe3I8
Nung Fe với S cũng có phản ứng tạo ra sắt sunfua:
Fe + S 
 FeS
Sắt tác dụng trực tiếp với CO tạo thành hợp chất cacbonyl khi nung nóng Fe

trong ống chứa CO ở 150 – 2000C và áp suất khoảng 100atm:
Fe + 5CO 
 Fe(CO)5
Sắt tinh khiết bền trong không khí và nước. Ngược lại sắt có chứa tạp chất bị
ăn mòn dần do tác dụng của hơi ẩm, khí cacbonic và oxi ở trong không khí tạo nên
gỉ sắt. Do lớp gỉ sắt xốp và dòn nên không bảo vệ được sắt khỏi bị oxi hóa tiếp.
Sắt tan được trong các axit loãng. Sắt bị thụ động khi tác dụng với axit
H2SO4 đặc nguội và axit HNO3 đặc nguội. Khi tác dụng với các axit có tính oxi hóa
mạnh như axit H2SO4 và HNO3 thì sắt bị oxi hóa thành Fe(III) và giải phóng sản
phẩm phụ.
Trong dung dịch kiềm khi đun nóng Fe khử được ion H+ của nước tạo thành
H2 và các sản phẩm chính là Fe3O4 hoặc Fe(FeO2)2 màu đen.
Sắt tạo thành hai dãy Fe(II) và Fe(III).
1.2.2. Một số hợp chất của sắt
1.2.2.1. Sắt(II) oxit: FeO
FeO là chất bột màu đen, điều chế bằng cách cho H2 để khử Fe2O3 ở 3000C:
Fe2O3 + H2 
 FeO + H2O
Hàm lượng sắt trong FeO thường bé hơn so với hàm lượng của nguyên tố đó
ứng với công thức phân tử, vì các nguyên tử Fe chiếm không hoàn toàn các mắt của
mạng lưới tinh thể, ứng với công thức Fe0,95O.

Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên

Footer Page 17 of 16.




Header Page 18 of 16.

13

FeO không tan trong nước nhưng có phản ứng với nước đặc biệt khi đun
nóng. Sau khi đun nóng mạnh FeO bị trơ, nghĩa là mất hoạt tính hóa học cao.
FeO dễ tan trong dung dịch axit, không tan trong dung dịch kiềm, là oxit
bazơ. Khi tan trong dung dịch axit loãng tạo ra ion [Fe(OH2)6]2+:
2+
FeO + 2H+ + 5H2O 
 [Fe(OH2)6]

1.2.2.2. Sắt(II) hiđroxit: Fe(OH)2
Phương pháp điều chế Fe(OH)2 là cho muối Fe(II) tác dụng với dung dịch
kiềm mạnh.
Fe(OH)2 là chất kết tủa màu trắng, hấp thụ mạnh oxi, màu sắc xanh thẫm dần
và cuối cùng có màu nâu của Fe(OH)3:
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 
 4 Fe(OH)3
Chú ý là amoniac không thể kết tủa hoàn toàn Fe(OH)2 , vì khi có một lượng
lớn muối amoni, kết tủa Fe(OH)2 hầu như không có do sự tạo thành phức chất
amoniacat của Fe(II):
FeCl2 + 6NH3 
 [Fe(NH3)6]Cl2
Phức chất Fe(II) amoniacat chỉ bền ở trạng thái rắn, trong dung nước dễ dàng
bị thủy phân:
[Fe(NH3)6]Cl2 + 2H2O  Fe(OH)2 + 2NH4Cl + 4NH3
Fe(OH)2 tan trong dung dịch axit loãng không có không khí, tan trong dung dịch
kiềm tạo ra hipoferit:
t
 Na2[Fe(OH)4]

Fe(OH)2 + 2NaOHđặc 
0

1.2.2.3. Muối sắt(II)
Muối của Fe(II) là kém bền đối với oxi của không khí. Muối của axit mạnh
như clorua, nitrat và sunfat tan dễ trong nước còn muối của axit yếu như sunfua,
cacbonat, phốtphat... khó tan. Muối khan có màu khác với muối ở dạng tinh thể
hiđrat. Ví dụ FeCl2 màu trắng, FeCl2.6H2O có màu lục nhạt; FeSO4 màu trắng,
FeSO4. 7H2O màu lục nhạt,...
Trong môi trường axit Fe(II) có tính khử: Fe3+ + 1e → Fe2+
0
EFe
= 0,77 V
3
/ Fe2

Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên

Footer Page 18 of 16.




Header Page 19 of 16.

14

Fe2+ có thể khử được nhiều chất oxi hóa ( MnO4- , Cr2O72-, NO3-, O2...). Khi
có các chất tạo phức mạnh với Fe3+ , tính khử của Fe2+ tăng lên.
1.2.2.4. Sắt(III) oxit: Fe2O3

Sắt(III) oxit tạo ra 3 dạng thù hình, α-Fe2O3 dạng thuận từ, γ-Fe2O3 dạng sắt
từ, -Fe2O3 có cấu trúc kiểu corindon.
Khi nung Sắt(III) hidroxit hay chính xác là dạng Fe2O3.nH2O, ở nhiệt độ thấp
hơn 6500C tạo ra chất rắn ở dạng bột màu nâu đỏ, nhưng nếu nung ở nhiệt độ cao
hơn tạo ra tinh thể xám đen không còn khả năng tan trong axit tương tự như Cr 2O3,
Al2O3 ở dạng tinh thể:
t
 Fe2O3 + nH2O
Fe2O3.nH2O 
o

Fe2O3 có thể điều chế bằng cách nung FeSO4. 7H2O, FeO, hoặc một muối
Fe(II) của axit dễ bay hơi khác.
Trong công nghiệp điều chế bằng cách nung quặng pirit mà thành phần chính
là FeS2:
t
 2Fe2O3 + 8SO2
4FeS2 + 11O2 
o

Fe2O3 nóng chảy ở 15650C và thăng hoa ở 20000C.
Fe2O3 tan trong axit tạo thành phức [Fe(OH2)6]3+ không màu, màu nâu của
dung dịch muối sắt(III) là do màu của sản phẩm phản ứng thủy phân, tức là màu của
phức hiđroxo – aquơ:
[Fe(OH2)6]3+ + H2O → [Fe(OH2)5OH]2+ + H3O+
(Vàng nâu)
Bên cạnh tính chất chủ yếu là tính bazơ, Fe2O3 còn có tính axit, tạo thành
muối ferit có màu vàng hoặc màu đỏ.
Khi nung hỗn hợp Na2CO3 với Fe2O3:
Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2

Khi nung với C hoặc nung trong luồng khí CO, H2 hoặc khí than đá, Fe2O3 sẽ
bị khử thành Fe:
2 Fe2O3 + 3C → 4Fe + 3CO2
Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O
Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên

Footer Page 19 of 16.




Header Page 20 of 16.

15

1.2.2.5. Sắt(III) hiđroxit: Fe(OH)3
Sắt(III) hiđroxit là chất kết tủa màu nâu đỏ tạo ra khi cho muối sắt(III)tác
dụng với kiềm, amoniac, cacbonat:
FeCl3 + 3NH3 + 3H2O → Fe(OH)3 + 3NH4Cl
Thực ra dạng kết tủa vô định hình là dạng Fe2O3.nH2O, với hàm lượng H2O
khác nhau. Trong công thức thường viết Fe(OH)3 thực ra đó là dạng Fe2O3.3H2O,
trong thiên nhiên dạng hemantit nâu như Fe2O3.H2O hay là FeO(OH).
Khả năng tan trong axit phụ thuộc vào “tuổi” của kết tủa. Kết tủa vừa điều
chế tan trong axit vô cơ và hữu cơ nhưng để một thời gian thì khó tan.
Khi nung nóng đến 500 – 7000C sẽ mất nước hoàn toàn và biến thành Fe2O3.
Bên cạnh tính bazơ là chủ yếu, Fe(OH)3 còn thể hiện tính axit yếu (axit ferơ
HFeO2).
Fe(OH)3 + NaOH → NaFeO2 + 2H2O
NaFeO2 hay các ferit khác đều bị thủy phân trong kiềm tạo ra Fe2O3:
2NaFeO2 + H2O → 2NaOH + Fe2O3

1.2.2.6. Muối sắt(III)
Sắt(III) tạo nên muối với đa số các anion. Đa số muối Fe(III) dễ tan trong
nước cho dung dịch chứa ion bát diện [Fe(H2O)6]3+ màu tím nhạt. Khi kết tinh từ
dung dịch, muối Fe(III) thường ở dạng tinh thể hiđrat. Ví dụ : FeCl 3.6H2O màu nâu
vàng, Fe(NO3)3.9H2O màu tím, Fe2(SO4)3.10H2O màu vàng, Fe(ClO4).10H2O màu
hồng,...Màu của muối khan tùy thuộc vào bản chất của anion, ví dụ FeCl3 màu nâu
đỏ, Fe2(SO4)3 màu trắng, Fe(SCN)3 màu đỏ máu...
Số phối trí của Fe(III) là 4,6 với sự phân bố 4 mặt. Trong dung dịch nước
Fe(III) rất dễ thuỷ phân và tồn tại dưới dạng phức hiđroxo:
Fe3+ + H2O = Fe(OH)2+ + H+

;

lg* = -2,17

Fe3+ +2H2O = Fe(OH)2+ + 2H+

;

lg* = 25,7

Fe3+ + 3H2O = Fe(OH)3 + 3H+

;

lg* = 37,5

2Fe3+ + 2H2O = Fe2(OH)24+ + 2H+ ;

lg* = -2,85

Trong môi trường axit có pH  2, sắt tạo phức hiđroxo.
Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên

Footer Page 20 of 16.




Header Page 21 of 16.

16

Fe(H2O)63+ + H2O → Fe(H2O)5OH2+ + H3O+
Chỉ trong dung dịch có phản ứng axit mạnh (pH<1) sự thủy phân mới bị đẩy
lùi. Ngược lại khi thêm kiềm hoặc đun nóng dung dịch, phản ứng thủy phân xảy ra
đến cùng tạo thành kết tủa (gel) hoặc dung dịch keo (sol) của sắt(III) hiđroxit bao
gồm những phức chất hiđroxo nhiều nhân do hiện tượng ngưng tụ tạo nên.
Trong môi trường axit Fe3+ có tính oxi hoá. Fe3+ có thể oxi hoá được nhiều
chất khử (H2S, I-, Sn2+, SO2, S2O32-,...). Khi có các chất tạo phức mạnh với Fe3+, tính
khử của Fe2+ tăng lên, tính oxi hoá của Fe3+ giảm đi.
1.2.2.7. Phức chất của sắt(III)
Ion sắt (III) trong dung dịch tác dụng với ion thioxianat SCN- tạo nên một số
phức chất thioxianat màu đỏ đậm. Hóa phân tích thường sử dụng phản ứng này để
định tính và định lượng sắt(III) ngay cả trong dung dịch loãng.
Kaliferixianua (K3[Fe(CN)6]) là một trong các phức bền nhất của sắt.
Kaliferixianua là chất dạng tinh thể đơn tà, màu đỏ thường được gọi là muối đỏ
máu. Phức này dễ tan trong nước, cho dung dịch màu vàng và hết sức độc.
Kaliferixianua là một thuốc thử thông dụng trong phòng thí nghiệm dùng để nhận
biết sắt (II) trong dung dịch:

FeCl2 + K3[Fe(CN)6] → KFe[Fe(CN)6] + 2KCl
Kết tủa KFe[Fe(CN)6] có màu xanh chàm và được gọi là xanh tuabin, khi
đun nóng trong dung dịch kiềm chuyển thành feroxianua.
4K3[Fe(CN)6] + 4KOH → 4K4[Fe(CN)6] + 2H2O + O2
1.2.3. Vai trò của sắt đối với cơ thể con ngƣời [3]
Sắt là một nguyên tố vi lượng dinh dưỡng rất quan trọng cho cơ thể con
người và động vật. Hầu hết lượng sắt có trong cơ thể đều tồn tại trong các tế bào
máu, chúng kết hợp với prôtêin để tạo thành hêmôglobin. Sắt tham gia vào cấu tạo
Hêmôglôbin (Là một muối phức của prophirin với ion sắt). Hêmôglobin làm nhiệm
vụ tải oxi từ phổi đến các mao quản của các cơ quan trong cơ thể, ở đây năng lượng
được giải phóng ra. Khi con người bị thiếu sắt, hàm lượng hêmôglobin bị giảm
xuống và làm cho lượng oxi tới các tế bào cũng giảm theo. Từ đó khi cơ thể bị thiếu

Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên

Footer Page 21 of 16.




Header Page 22 of 16.

17

máu do thiếu hụt sắt, con người thường bị mệt mỏi, đau đầu, mất ngủ... hoặc làm
giảm độ phát triểnvà thông minh của trẻ em.
Chính vì quan niệm như vậy nên một số người cho rằng nếu cơ thể thừa sắt
thì không sao. Tuy nhiên gần đây một số nhà khoa học đã khám phá ra rằng khi cơ
thể người bị thừa sắt cũng có những tác hại như thiếu sắt. Nếu trong cơ thể chứa
nhiều sắt, chúng gây ảnh hưởng đến tim gan, khớp và các cơ quan khác, nếu lượng

sắt quá nhiều có thể gây ra bệnh ung thư gan...Những triệu chứng biểu hiện việc
thừa sắt là:
- Tư tưởng phân tán, mệt mỏi và mất khả năng điều khiển sinh lý.
- Bệnh về tim mạch và chứng viêm khớp hoặc đau các cơ.
- Bệnh thiếu máu không phải do thiếu sắt.
- Tắt kinh sớm ở phụ nữ hoặc bệnh liệt dương ở nam.
Hơn nữa, việc thừa sắt có thể gây ra những tác động trực quan tới sinh hoạt
của con người như gây ra mùi khó chịu, những vết ố trên vải, quần áo...
Mặc dù các nhà khoa học đã nghiên cứu và cũng chưa đưa ra được ngưỡng
gây hại do sự thiếu sắt hoặc thừa sắt. Để phòng tránh sự thay đổi lượng sắt trong cơ
thể, người ta thiết lập một giá trị tạm thời cho lượng tiếp nhận tối đa hằng ngày có
thể chịu được là 0,8 mg/kg thể trọng.
1.3. THUỐC THỬ PAR VÀ CÁC THAM SỐ ĐỊNH LƢỢNG CỦA THUỐC
THỬ PAR [4-(2 piridylazo)-rezoxin]

[33]

Thuốc thử PAR [4-(2 piridylazo)-rezoxin] là một chất màu đỏ thẫm được
Tribabin tổng hợp vào năm 1918. PAR là hợp chất azo tan tốt trong nước, trong
rượu và trong xêton. Dung dịch thuốc thử PAR có màu da cam bền theo thời gian.
Thường thì thuốc thử được dùng ở dạng muối natri
- Công thức phân tử là C11H8N3O2Na.H2O
- Khối lượng phân tử: M= 255,2
- Nhiệt độ nóng chảy: 18000C
- Công thức cấu tạo:

Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên

Footer Page 22 of 16.

Header Page 23 of 16.

18

N

N

OH

N

HO
4-(pyridin-2-yldiazenyl)benzen-1,3-diol

N

N

ONa

N

HO
Natri 3-hidroxi-4-(piridin-2-yldiazenyl)phenolat

Tùy thuộc vào pH mà PAR có thể tồn tại ở các dạng khác nhau:

pH<2 (Trong H2SO4 90-99%) tồn tại dạng H5R3+, H4R2+, H3R+
pH = 2,1 – 4,2 tồn tại H2R (max=385nm)
pH = 4,2 – 9,0 tồn tại HR- (max=413nm)
pH = 10,5 – 13,5 tồn tại R2- (max=490nm)
Dưới đây là một số dạng cơ bản của PAR:
+

N
N

H

K0
OH

N

N
N

HO

OH

N
HO

K1

N

N

O

N
O

-

K2

-

N
N

N

O

-

HO

Nhiều tác giả đã nghiên cứu kĩ dạng tồn tại của thuốc thử PAR theo độ pH và
đã xác định đặc tính quan trọng của chúng.
Bằng các phương pháp khác nhau đã xác định được các hằng số phân li axit
của PAR. Các kết quả được ghi ở bảng sau:

Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên

Footer Page 23 of 16.




Header Page 24 of 16.

19

Bảng 1.1. Vùng tồn tại và các đặc trưng quang học của PAR
Dạng tồn tại

pH

max(nm)

.104

H3R+

2,45

395

1,5

H2 R

2,45 – 6,0

385

1,57

HR-

6,0 – 12,5

413

2,59

R2-

12,5

490

1,73

Bảng 1.2. Hằng số phân li axit của PAR
pK0

pK1

pK2

Dung môi

PP xác định

3,4

5,6

11,9

H2 O

Trắc quang

2,69

5,5

12,34

H2 O

Điện thế

2,41

7,15

13,0

50% đioxan

Trắc quang

2,41

5,83

12,5

H2 O

Trắc quang

2,3

6,9

12,4

H2 O

Điện thế

1.4. AXIT SUNFOSALIXILIC (H3SS)
1.4.1. Đặc điểm của thuốc thử H3SS [12]
*) AxitSunfosalixilic hay còn được gọi là :
3-Carboxy-4-Hydroxybenzene-Sulfonic Acid;
Salicysulfonic Acid;
5-Sulfosalicylic Acid
*) Thuốc thử H3SS có công thức cấu tạo như sau:
SO 3H

COOH
OH

H3SS là chất bột màu trắng, không mùi, tan nhiều trong dung môi phân cực
(như nước, etanol, đimetylfomamit, clorofom) và dung môi không phân cực
(benzen, n-heptan, iso-octan, metylxyclohexan). Trong thương mại, thuốc thử H2SS
thường sử dụng ở dạng muối có công thức phân tử C7H6O6S. 2H2O (ứng với công

Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên

Footer Page 24 of 16.




Header Page 25 of 16.

20

thức: HOC6H3(COOH)SO3H.2H2O). Tùy thuộc vào pH, thuốc thử trong dung dịch
có các dạng tồn tại khác nhau:
O

O
O.

OH
OH

-SO 3

OH

HO 3S

O

OH

SO 3H
O
O

HO

HO 3S

OH

Thuốc thử Axit Sunfosalixilic là một điaxit
H2SS-

HSS2- + H+ ; pK1 = 2,90

HSS2-

SS3-

+ H+ ; pK2 = 11,80

pH của môi trường đóng một vai trò rất quan trọng đối với phức sắt(III)axitsunfosalicylic. Khi thay đổi pH phức tạo thành các dạng khác nhau và màu khác
nhau.
Fe3+

+

HSO3C6H3OCOO3-

→ [Fe(HSO3C6H3OCOO)]

Dạng monosunfosalicylat
Fe3+

+

2HSO3C6H3OCOO3- → [Fe(HSO3C6H3OCOO)2]3-

Dạng disunfosalicylat
Fe3+

+

3SO3C6H3OCOO3- → [Fe(HSO3C6H3OCOO)3]6-

Dạng trisunfosalicylat
Trong môi trường axit mạnh thì phức tạo thành màu đỏ
Trong môi trường axit yếu thì phức tạo thành màu đỏ nâu.
Trong môi trường kiềm thì phức tạo thành màu vàng.
Còn khi pH  12 phức bị phân hủy do sự tách kết tủa hydroxit sắt.

Số hóa bởi Trung tâm Học liệu – Đại học Thái Nguyên

Footer Page 25 of 16.