Bài tập Hóa Phân tích 1 có hướng dẫn chi tiết

Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

TUYỂN TẬP TÀI LIỆU HAY, BÀI TẬP, GIÁO TRÌNH, BÀI GIẢNG, ĐỀ THI
PHỔ THÔNG, ĐẠI HỌC, SAU ĐẠI HỌC
LUẬN VĂN-KHOÁ LUẬN-TIỂU LUẬN NHIỀU LĨNH VỰC KHOA HỌC

BÀI TẬP HOÁ PHÂN TÍCH CÓ GIẢI CHI TIẾT

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang

1


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

LÝ THUYẾT CHUNG
I.1 Định nghĩa – Phân loại
I.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.
I.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 ]SO42I.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:
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+
Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang

2


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

-

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]3I.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.
I.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
3: tri
7: hepta
11: nodeca
4: tetra
8: octa
12: dodeca
(Thường thì momo ít dùng đến)
I.2. Biểu diễn cân bằng tạo phức trong dung dịch:
I.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.
I.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
Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang

3


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

…
… …
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
−1

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−

2−

HgI 4 + 4Cl-  HgCl 4 + 4IK bé, phản ứng khó xảy ra.
c)

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

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

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−

I.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'
I.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).
Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang

4


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

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:
β' =

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

b) pH = 8
αMg = βMgOH [OH ] = 1 + 102,5810-6 ≈ 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 + 102,95 + 10-1,73 + 10-7,06 +10-13,06 = 892,27
β' =

β
10 8, 7
=
= 10 5, 75
α Mg α Y 1.892,27

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

+

[ 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+ 100,95 + 10-2,7 + 10-10,11 + 10-18,11 = 9,91

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang

5


Hoàng Thị Ngân Hà

β' =

Hóa 2B

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

Nhận xét : khi pH tăng thì β ' tăng.
I.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.
I.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
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
Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang

6


Hoàng Thị Ngân Hà

[i]

0,01-y

Hóa 2B

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+ + ClCd2+ + Cl-  CdCl+

β1 = 101,95
Cd2+ + 2Cl-  CdCl2
β2 = 102,49
−
Cd2+ + 3Cl-  CdCl 3
β3 = 102,34
+
2

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

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang

7


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

−

[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+

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
Pư 10-4-x
10-4-x
[i] 0,0499+x
x
10-4-x
4 2

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
Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang

8


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

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.
I.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
2−

+

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 , 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

−1

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

αY

[H ] + [H ]
= 1+
+

K a4

+ 2

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:

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

β ' = 10 8, 28

Trang

9


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B
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
[ H Y ] = K K K [Y ][ H ] = 4,11.10
[ H Y ] = K K K K [Y ][ H ] = 4,11.10
+

3−

2−

2

−

2+

MgOH +

−1
a4

−1
a4

4−

−1
a3

−

+

−9

−3

+ 2

4−

−1
a4

−1
a3

−1
a2

4−

3

4

−1
a4

−1
a3

−1
a2

−1
a1

−8

+ 3

4−

−16

+ 3

−25

I.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:
Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 10


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

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
-9,24
Vì môi trường axít và KNH4+ = 10 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.

I.4. Ảnh hưởng của sự tạo phức đến các quá trình khác:
I.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.
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

Co(NH3)

3+
6

/ Co(NH3)

3+

E = E0 Co(NH3) 6

/ Co(NH3)

2+

6

2+
6

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

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 11


Hoàng Thị Ngân Hà

Mặt khác :

Hóa 2B

E = E0 Co

3+

/ Co

2+

3+

 E0 Co(NH3) 6
3+

 Co 3+ 
2+ 
 .Co 

+ 0,0592lg 

/ 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
Co(NH3)3+6 + e  Co(NH3)3+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 .
I.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 + OH
Kb = 10-4,76 (4)
Cách 1: Tính theo K s'
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 = 10-12,3 + 7,23 = 10-5,07
C
0,02
C’
0,02 –x
x
x
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

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 12


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

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
1 + 10 9, 24.0,02

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

(6)

2

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

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

⇒ [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 ]


⇒ S1 = 5,58.10-5 M.

(8)
2
0





(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 :

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 13


Hoàng Thị Ngân Hà

[NH3] 1 =

Hóa 2B
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
9, 24
1 + 10 .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.
I.5.Ứng dụng phản ứng tạo phức trong hoá học phân tích:
I.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…
I.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.
I.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.
I.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.
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

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 14


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

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

I.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)
+
+
7,24
Ag + NH3  Ag(NH3)2
β2 = 10
(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
-3
5.10 0,01
0,090
5.10-3
Đánh giá quá trình proton hoá của NH3:
NH3 + H2O  NH4+ + OH10-4,76
0
C
0,090
C
(0,090-x)

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

C
[]

CNH3 = 0,089 ≈ [NH3] (do β21 bé)
Ag(NH3)2+  Ag+ + NH3
0,005
(0,005-x)
x
0,089
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.
Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 15


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

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+

(ở 250C)
Bài giải:
Các quá trình xảy ra:
2+
- Tạo phức Ag(NH 3 ) ( 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
2+
- Khử Ag(NH 3 ) 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):
2Ag(NH3)2+ + Cu  2Ag + Cu(NH3)42+ ; K = β −22 .K 0 .β 4 = 1013,16
1,0.10-3
----5,0.10 -4
TPGH: Cu(NH 3 )24 + : 5,0.10-4M ; NH 3 :1, 0 − 2.10 −3 ≈ 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
2+

3

⇒

(2x)2
= 10 −13,16

−4
(5, 0.10 − x)

x = 5.10 - 4  2x = 5x10 −4 .10 −13,16 = 10 −8,23 < 5x10 −4
Vậy: [Ag(NH 3 )2+ ]=2x=10-8,23 = 5, 9.10 −9 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:
Số phối tử của trung bình: n =

C NH 3 − [ NH 3 ]
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

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

+

Trang 16


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

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:
β1 10 3,32
= 7 , 23 = 10 −3,91
[NH3] =
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
− 3, 91
10
⇒ 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
Quá trình : Fe+3 + 3F-  FeF3
β = 1012,06
(Bỏ qua quá trình tạo phức hiđroxo của Fe3+, Fe2+)
Bài giải:
Ta có các quá trình :
FeF3  Fe3+ + 3Fβ-1 = 10-12,06
Fe3+ +1e  Fe3+
K1 = 10E1/ 0,059
2+
FeF3 +1e  Fe + 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
2

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

+

Trang 17


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

H2O  H+ + OHNi2+ + H2O  NiOH+ + H+
Ni2+ + Y4-  NiY2[Ni2+]’ = [Ni2+] + [NiOH+] = [Ni2+] +


= [Ni2+] 1 +


 αNi = 1 +

* β .[ Ni 2+ ]
H+

*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
x2

Với x<< 0,01  x= 5,43.10-10
2+ ’

x = [Ni ] =5,43.10

-10

 [Ni

[Y4-]’ = 5,43.10-10  [Y4-] =

[ Ni ]
]=

2+ '

2+

[Y ]

4− '

αY

α Ni

= 4,35.10 −11

= 5,48.10 −11

[NiY2-] = 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+ + FFeSCN2+  Fe3+ + SCNCân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 18


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

Phản ứng:
FeSCN2+ + 3F-  FeF3 + SCNK = 10-3,03+ 12,06 = 109,03
0
C
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)

FeF3  FeF2+ + 3FK3 = 10-12,06
(3)
2+
-9,03
FeF3 + SCN  FeSCN + 3 F K4 = 10
(4)
2+
-11,06
FeF3 + H2O  FeOH + HF + 2F K5 = 10
(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:
FeF3  FeF2+ + FK1 = 10-2,76
C
0,001
0,473
[i]
0,001-x x
0,473 + x

( 0,473 + x ) x = 10 −2,76
0,01 − x

⇒ 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+

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 19


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

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
2+
FéCN 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+
C
10-3
C
-3

-5,5
[]
10 – 10
C-10-5,5
10-5,5
-4

10 −5,5
= 10 3,03
 −3
−5, 5
10 C − 10

(

)

Tính ra C =6,10.10-6 và V =

6,10.10 −6.10
= 0,102ml
5.10 − 4

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.
I.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
-3

10 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.
Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 20


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

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 21


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 22


Hoàng Thị Ngân Hà

Hóa 2B

MỤC LỤC

I.Mở đầu...................................................................................................................1
II.Nội dung..............................................................................................................1
II.1 Định nghĩa – Phân loại ....................................................................................1
II.1.1 Định nghĩa:....................................................................................................1
II.1.2 Cách viết công thức ......................................................................................1
II.1.3 Phân loại .......................................................................................................1
II.1.4. Số phối trí ....................................................................................................2
II.1.5. Danh pháp ...................................................................................................2
II.2. Biểu diễn cân bằng tạo phức trong dung dịch:...............................................3
II.2.1. Hằng số bền từng nấc ..................................................................................3
II.2.2. Hằng số bền tổng hợp .................................................................................3
II.2.3. Hằng số không bền.......................................................................................4
II.3. Đánh giá cân bằng tạo phức trong dung dịch.................................................4
II.3.1. Tính nồng độ cân bằng của các phần tử phức chất.....................................5
II.3.2. Tính cân bằng theo hằng số bền điều kiện..................................................8
II.3.3. Ảnh hưởng của pH đến sự tạo phức:...........................................................9
II.4. Ảnh hưởng của sự tạo phức đến các quá trình khác.......................................10
II.4.1. Ảnh hưởng đến cân bằng oxi hóa – khử......................................................10
II.4.2. Ảnh hưởng đến sự tạo thành các hợp chất ít tan.........................................11
II.5. Ứng dụng phản ứng tạo phức trong hoá học phân tích.................................14
II.6. Bài tập tổng hợp..............................................................................................14

II.7. Bài tập tự giải..................................................................................................19
III. Kết luận.............................................................................................................20
Tài liệu tham khảo...................................................................................................21

Cân bằng tạo phức trong dung dịch

Trang 23