Xây dựng, tổng hợp các bài tập về cân bằng tạo phức trong dung dịch trong hóa học phân tích định tính

TRƯỜNG ĐẠI HỌC QUẢNG BÌNH
KHOA KHOA HỌC TỰ NHIÊN

------

KHÓA LUẬN TỐT NGHIỆP

XÂY DỰNG,TỔNG HỢP CÁC BÀI TẬP VỀ CÂN BẰNG
TẠO PHỨC TRONG DUNG DỊCH TRONG HÓA HỌC
PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH

GIẢNG VIÊN HƯỚNG DẪN :ThS. TRẦN ĐỨC SỸ
SINH VIÊN THỰC HIỆN

: PHẠM THỊ TÌNH

CHUYÊN NGÀNH

: SƯ PHẠM HÓA HỌC

KHÓA HỌC

: 2012 – 2016

Đồng Hới, tháng 5 năm 2016


LỜI CẢM ƠN
Được sự phân công của khoa Khoa học tự nhiên Trường Đại học Quảng Bình,
và sự đồng ý của Thầy giáo hướng dẫn ThS. Trần Đức Sỹ, em đã thực hiện đề tài:“Xây
dựng, tổng hợp các bài tập về cân bằng tạo phức trong dung dịch trong Hóa học

phân tích định tính”. Để hoàn thành khóa luận này. Em xin chân thành cảm ơn các
thầy cô giáo đã tận tình hướng dẫn, giảng dạy trong suốt quá trình học tập, nghiên cứu
và rèn luyện ở Trường Đại học Quảng Bình. Xin chân thành cảm ơn Thầy giáo hướng
dẫn ThS. Trần Đức Sỹ đã tận tình, chu đáo hướng dẫn em thực hiện khóa luận này.
Mặc dù đã cố gắng để thực hiện đề tài một cách hoàn chỉnh nhất. Song do buổi đầu
tiên mới làm quen với công tác nghiên cứu khoa học cũng như còn hạn chế về kiến
thức và kinh nghiệm nên không thể tránh khỏi những thiếu sót nhất định mà bản thân
chưa thấy được. Em rất mong nhận được sự góp ý của quý Thầy, Cô giáo và các bạn
để khóa luận được hoàn chỉnh hơn.
Em xin chân thành cảm ơn!
Đồng Hới, 25tháng 5năm 2016
Sinh viên

Phạm Thị Tình


LỜI CAM ĐOAN
Tôi xin cam đoan công trình nghiên cứu này là của riêng tôi, các số liệu và
kết quả trong khóa luận là trung thực và chưa được công bố trong bất kì một
công trình nào khác.


DANH MỤC TỪ VIẾT TẮT

TPGH

: Thành phần giới hạn

ĐKP

: Điều kiện proton

ĐLTDKL

:Định luật tác dụng khối lượng

ĐLBTNĐĐ

:Định luật bảo toàn nồng độ đầu


MỤC LỤC

A. MỞ ĐẦU ....................................................................................................................1
1. Lí do chọn đề tài ..........................................................................................................1
2. Mục đích nghiên cứu ...................................................................................................1
3. Đối tượng và phạm vi nghiên cứu ...............................................................................1
4. Phương pháp nghiên cứu .............................................................................................1
5. Khả năng áp dụng của đề tài........................................................................................2
6. Cấu trúc đề tài ..............................................................................................................2
B. NỘI DUNG ...............................................................................................................3
CHƯƠNG 1: LÍ THUYẾT VỀ CÂN BẰNG TẠO PHỨC TRONG DUNG DỊCH ......3
1.1.PHÂN TỬ PHỨC CHẤT ..........................................................................................3
1.1.1. Khái niệm về phức chất ........................................................................................3
1.1.2. Cách gọi tên phức chất .........................................................................................3
1.1.3. Phân loại phức chất ...............................................................................................4
1.1.4. Số phối trí ..............................................................................................................5
1.1.5. Liên kết trong phân tử phức ................................................................................5
1.1.6. Tính chất của phức chất ........................................................................................7
1.1.7. Biểu diễn cân bằng tạo phức trong dung dịch .......................................................7

1.2. ĐÁNH GIÁ CÂN BẰNG TẠO PHỨC TRONG DUNG DỊCH ............................8
1.2.1. Tính nồng độ cân bằng của các phần tử của phức chất .........................................8
1.2.2. Hằng số cân bằng điều kiện ...................................................................................9
1.2.3. Ảnh hưởng của pH đến sự tạo phức ....................................................................12
1.3. SỰ TẠO PHỨC CỦA THUỐC THỬ HỮU CƠ ...................................................12
1.3.1. Các thuốc thử hữu cơ dùng trong phân tích ........................................................12
1.3.2. Đặc tính phân tích của hợp chất nội phức ...........................................................13
1.3.3. Một số thuốc thử hữu cơ thường gặp ..................................................................13
1.4. ỨNG DỤNG PHẢN ỨNG TẠO PHỨC TRONG HÓA PHÂN TÍCH .................14


1.4.1. Phân tích định tính ..............................................................................................14
1.4.2. Phân tích định lượng ..........................................................................................15
1.4.3. Hòa tan các kết tủa khó tan và tách các ion .......................................................15
1.4.4. Che các ion cản trở .............................................................................................15
1.4.5. Sự phân hủy phức chất .....................................................................................15
CHƯƠNG 2: VẬN DỤNG LÝ THUYẾT VỀ PHỨC CHẤT ĐỂ XÂY DỰNG VÀ
GIẢI CÁC BÀI TẬP VỀ CÂN BẰNG TẠO PHỨC TRONG DUNG DỊCH .............17
2.1. ĐÁNH GIÁ CÂN BẰNG TẠO PHỨC TRONG DUNG DỊCH ...........................17
2.1.1.Tính cân bằng dựa vào hằng số bền .....................................................................17
2.1.2. Tính cân bằng dựa vào hằng số bền điều kiện.....................................................22
2.2. ỨNG DỤNG PHẢN ỨNG TẠO PHỨC TRONG HÓA PHÂN TÍCH .................26
2.2.1. Che các ion cản trở ..............................................................................................27
2.2.2. Sự phân hủy phức chất ........................................................................................27
2.3. MỘT SỐ BÀI TẬP TỔNG HỢP............................................................................28
2.4. MỘT SỐ BÀI TẬP TỰ GIẢI .................................................................................39
C. KẾT LUẬN ...............................................................................................................46
TÀI LIỆU THAM KHẢO .............................................................................................47

A. MỞ ĐẦU
1.Lí do chọn đề tài
Phức chất có vai trò to lớn trong nghiên cứu, học tập ở các lĩnh vực hóa học,
sinh học, vật lí... và đặc biệt nó chiếm vị trí quan trọng trong chương trình hóa phân
tích ở các trường đại học, cao đẳng.
Lí thuyết và bài tập về cân bằng tạo phức trong dung dịch là kiến thức khó đối
với sinh viên đại học, cao đẳng. Đặc biệt, một số bài tập đưa ra trong môt số tài liệu
trước đây và hiện nay vẫn còn thiếu bài giải chi tiết hoặc không rõ ràng khi tính đến
các quá trình phụ nên trong quá trình học, sinh viên còn gặp nhiều khó khăn.
Cân bằng tạo phức trong dung dịch là một trong những nội dung quan trọng của
học phần “ Hóa học phân tích định tính”, luôn tạo sức hấp dẫn đối với sinh viên nói
chung và sinh viên chuyên ngành nói riêng. Đã có một số tác giả quan tâm nghiên cứu
sử dụng bài tập Hóa học phân tích để phục vụ công tác giảng dạy. Song hệ thống lí
thuyếtvà bài tập phần này cần được tổng kết dưới dạng chuyên đề lớn để đáp ứng nhu
cầu tham khảo của học sinh, sinh viên.
Chính vì lí do trên, chúng tôi chọn đề tài “Xây dựng, tổng hợp các bài tập về
cân bằng tạo phức trong dung dịch trong Hóa học phân tích định tính” nhằm trên
cơ sở lí thuyết về cân bằng tạo phức để tổng hơp và xây dưng những bài toán áp dụng
với mong muốn xây dựng nên hệ thống bài tập góp phần hỗ trợ cho sinh viên và những
người quan tâm khi nghiên cứu về lĩnh vực này.
2.Mục đích nghiên cứu
Tập hợp và hệ thống những kiến thức cơ bản liên quan đến cân bằng tạo phức
trong dung dịch trong hóa học phân tích.
Xây dựng một số bài tập về cân bằng tạo phức trong dung dịch.
3.Đối tượng và phạm vi nghiên cứu
Lí thuyết và bài tập về cân bằng tạo phức trong dung dịch
4.Phương pháp nghiên cứu
Tổng hợp những kiến thức liên quan về cơ sở lí thuyết về cân bằng tạo phức
trong dung dịch.
Hệ thống hóa các bài tập có liên quan đến cân bằng tạo phức trong dung dịch.

1


5.Khả năng áp dụng của đề tài
Nghiên cứu đề tài hoàn thành sẽ góp thêm tài liệu tham khảo, tài liệu học tập
cho sinh viên chuyên ngành hóa học và các sinh viên liên quan đến chuyên ngành hóa
học ở trường đại học, cao đẳng.
6.Cấu trúc đề tài
Ngoài trang bìa, mục lục, danh mục từ viết tắt, tài liệu tham khảo, đề tài có 3
phần chính sau:
A.
B.

Phần mở đầu
Lí do chọn đề tài
Mục đích nghiên cứu
Đối tượng và phạm vi nghiên cứu
Phương pháp nghiên cứu
Khả năng áp dụng của đề tài
Phần nội dung
Chương 1 : Lí thuyết về cân bằng tạo phức trong dung dịch

Chương 2: Vận dụng lí thuyết để xây dựng và giải các bài tập về cân bằng tạo
phức trong dung dịch.
C. Phần kết luận

2

B. NỘI DUNG
CHƯƠNG 1: LÍ THUYẾT VỀ CÂN BẰNG TẠO PHỨC TRONG DUNG DỊCH
1.1.

PHÂN TỬ PHỨC CHẤT

1.1.1. Khái niệm về phức chất [6]
Trong một thời gian dài người ta không tìm hiểu về cấu tạo của loại hợp chất
phức tạp này cho đến khi Alferd Werner, một nhà hóa học Thụy Sỹ đã nhận giải
thưởng Nobel hóa học vào năm 1913, là người đầu tiên đưa ra khái niệm cơ sở về hợp
chất phức.Trong phân tử phức chất, cation kim loại đóng vai trò ion trung tâm hay ion
tạo phức còn các anion hay phân tử trung hòa bao quanh ion tạo phức được gọi là các
phối tử. Ion trung tâm và các phối tử liên kết với nhau tạo nên cầu nội trong phân tử
phức. Tùy theo điện tích của ion trung tâm và các phối tử mà cầu nội có thể mang
điện tích dương, âm hay không mang điện tích.Trong trường hợp cầu nội mang điện
tích thì phức chất còn có thêm cầu ngoại là các ion mang điện tích ngược dấu để trung
hòa điện tích ở cầu nội. Các ion cầu nội liên kết chật chẽ với các ion cầu ngoại. Cầu
nội thường đặt trong dấu ngoặc vuông.
Ví dụ cấu tạo của phức chất: [Cu(NH3)4 ]SO4
Phức chất trong dung dịch phân li thành các ion cầu nội (gọi là ion phức) và ion
cầu ngoại. Sau đây là một số ví dụ về những phức chất điện li:
Phức chất axit: H  AuCl4 

H    AuCl4 



Phức chất bazơ: Cu  NH3 4   OH 2
Phức chất muối: Cu  NH 3 4  Cl2

Cu  NH 3 4 
Cu  NH 3 4 

2

2

 2OH 

 2Cl 

Ngoài những phức chất điện li còn có những phức chất không điện li như
[Ni(CO)4], [Co(NH3)3Cl3],...Trong trường hợp này không tồn tại những ion phức.
Các hạt tạo phức đặc trưng là các ion kim loại chuyển tiếp như Cu2+, Ag+, Au3+,
Cr3+ và các ion kim loại thuộc nhóm VIIIB trong hệ thống bảng tuần hoàn các nguyên
tố hóa học.
Các phối tử thường là các ion X- (halogenua), CN-, NCS-, NO2-, SO42-, CO32-,
OH- ...và các phần tử trung hòa như H2O, NH3, N2H4, C2H5N, NH2-C2H4-NH2,...
1.1.2. Cách gọi tên phức chất [6]
Hiệp hội Quốc tế về Hóa học Cơ bản và Ứng dụng đã thông qua quy tắc gọi tên
các hợp chất phức chủ yếu dựa trên quy tắc Werner.

3


a. Gọi tên cation trước, anion sau
[Ag(NH3)2]Cl

điamin bạc clorua

b. Để gọi số phối tử mỗi loại dùng các tiếp đầu ngữ đi, tri , tetra, penta,hexa,...
để chỉ 2, 3, 4, 5, 6,.. phối tử tương ứng.
c. Phức chất trung hòa được gọi tên như cầu nội
Ví dụ [Ni(CO)4] tetracacbonyl niken(0)
d. Tên phối tử
- Phối tử trung hòa gọi theo tên phân tử. Ví dụ etylenđiamin, cacbonyl… bốn
trường hợp ngoại lệ quan trọng là NH3 gọi là amin, H2O gọi là aquơ, CO gọi là
cacbonyl, NO gọi là nitroxyl
- Các phối tử anion kết thúc thêm hậu tố “o”. Ví dụ như F- - floro, OH- - hiđroxo,
CN- - xiano…..
- Các phối tử cation kết thúc thêm hậu tố “ium”.
Ví dụ như NH2NH3+ - hiđrazinium.
- Thứ tự gọi phối tử. Lần lượt gọi từ anion, phân tử trung hòa, cation. Nếu cùng
loại thì gọi theo thứ tự A, B, C...
Ví dụ [Pt(NH3)4(NO2)Cl]SO4

cloronitrotetraamin platin(IV)sunfat

e. Tên phức anion kết thúc bằng đuôi at
Ví dụ K4[Fe(CN)6] kali hexaxianoferat(III)
f. Mức oxi hóa của ion trung tâm được ghi bằng số La mã và đặt trong dấu
ngoặc đơn.
1.1.3. Phân loạiphức chất[5 -7]

Tùy thuộc vào mục đích nghiên cứu mà người ta phân loại phức chất. Có
thể tổng quát một số cách phân loại như sau:
a) Dựa vào nhân của ion trung tâm
-

Phức đơn nhân là những phức chất chỉ có một ion trung tâm, như:

[Ag(NH3)2+], [Cu(NH3)]2+, [FeF63-]…
-

Phức đa nhân: là nhữn phức chất có nhiều ion trung tâm cùng loại, ví dụ như:

[Fe2(OH)4]2+ , [Cu3(OH)4]2+ , [FeF6]3-…
b) Dựa vào phối tử

4


Phức đơn phối : là những phức chỉ có một loại phối tử.

-

Ví dụ : [Co(NH3)6]3+ , [Ag(S2O3)3]5Phức 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+

-

c) Dựa vào điện tích của ion phức
Chia phức chất làm 3 nhóm:Phức cation, Phức anion, Phức trung hoà.
d) 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.
e) 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]5Phức 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]31.1.4. Số phối trí [1, 5]
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.
1.1.5. Liên kết trong phân tử phức [5, 6]
a) Thuyết VB (Valence Bond Theory)
Liên kết giữa ion tạo phức với các phối tử là liên kết cho nhận hay liên kết phối
trí. Các ion tạo phức là các ion kim loại chuyển tiếp có các orbital trống, các phối tử có

5


các cặp electron không liên kết. Sự xen phủ của các orbital trống lai hóa của ion trung
tâm với các orbital chứa cặp electron không liên kết của phối tử tạo thành các liên kết
phối trí. Hình học của phân tử phức phụ thuộc vào trạng thái của ion tạo phức.

b) Thuyết trường phối tử
Liên kết trong phức là do tương tác tĩnh điện giữa ion trung tâm tích điện dương
với các phối tử là những điện tích điểm tích điện âm hay lưỡng cực. Tuy nhiên thuyết
này có xét đến ảnh hưởng của trường tĩnh điện tạo bởi các phối tử dến trạng thái lớp
vỏ điện tử hóa trị của ion trung tâm.
Trong nguyên tử hay ion tự do, cả 5 orbital d đều cùng mức năng lượng như
nhau. Trong phân tử phức, các phối tử bao quanh ion trung tâm là những ion âm hay
là những phân tử phân cực mà cực âm hướng vào ion trung tâm dương tạo thành một
điện trường gọi là trường phối tử. Giữa các phối tử và điện tử d có lực đâỷ tác dụng
làm tăng năng lượng của các điện tử d. Tuy nhiên, vì các orbital d định hướng khác
nhau nên tác dụng đẩy của các phối tử lên các điện tử d không như nhau và do đó có
sự tách mức năng lượng của các orbital d. Điện trường tạo ra giữa các phối tử đã tác
động khác nhau đến trạng thái electron d của ion trung tâm làm suy giảm độ suy biến
của các orbital d. Màu của phức phụ thuộc vào cường độ trường phối tử.
c) Thuyết trường tinh thể
Liên kết hóa học trong phức chất được đảm bảo bởi lực tương tác tĩnh điện giữa
hạt tung tâm với phối tử.
Trong trường (tĩnh điện) của phối tử, các mức năng lượng AO-d bị tách.
Hiệu số 2 mức năng lượng eg với t2g được gọi là năng lượng tách hay thông số
cường độ trường, được kí hiệu là  0 .
0  E (eg )  E (t2 g )  10Dq

Dq là đơn vị đo cường độ trường tinh thể: Dq > 0
Trong trường hợp chung, trường phối tử không phải là trường bát diện đều, ta
kí hiệu năng lượng tách là  . Giá trị  càng lớn trường càng mạnh hay phối tử tạo ra
trường đó là phối tử càng mạnh.

6

Có dãy phổ hóa học
I   Br   Cl   SCN   F   OH   H 2 O  NH3  NO2 , CN  , CO

1.1.6. Tính chất của phức chất
a) Sự phân li của phức trong dung dịch nước
Trong dung dịch nước, phức chất cũng phân li thành ion cầu nội và cầu ngoại
như hợp chất đơn giản phân li thành anion,cation.
Sự phân li của phức tạo thành ion phức là sự phân li sơ cấp. Tiếp theo đó , ion
phức tiếp tục phân li thành ion trung tâm và phối tử (phân li thứ cấp). Sự phân li thứ
cấp phụ thuộc vào độ bền của phức chất.
Tuy nhiên, đại đa số các ion phức là chất điện li kém, quá trình phân li chủ yếu
dịch về phía trái(phía của quá trình tạo phức).
b) Tính oxi hóa- khử của phức chất
Trong phản ứng oxi hóa- khử luôn có hai cặp oxi hoá- khử liên hợp và phản ứng
xảy ra theo chiều cặp oxi hóa nào có thể khử cao thì dạng oxi hóa của nó bị khử trước.
Quy luật này vẫn đúng với phức chỉ khác ion trung tâm bị phối tử bao vây nên khó
tham gia phản ứng hơn.
c) Tính axit – bazơ của phức
Tùy theo bản chất của phối tử mà phức thể hiện tính axit hay bazơ khi ở trong nước
1.1.7. Biểu diễn cân bằng tạo phức trong dung dịch [1, 2]
Trong hóa học phân tích vì thường làm viêc với dung dịch rất loãng nên các hê
số hoạt độ f → 1, vì thế có thể coi (a) = [a].
Trong đó (a), [a] lần lượt là hoạt độ, nồng độ của cấu tử a.
a) Hằng số bền từng nấc (hằng số tạo thành từng nấc): k
Xét sự tạo phức giữa ion kim loại M với phối tử L
M + 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)

7


Ý nghĩa : Các giá trị của k cho biết độ bền của từng phức và so sánh khả năng tạo
phức từng nấc.
b) Hằng số bền tổng hợp (hằng số tạo thành tổng hợp):
M + L  ML

1 = k1

M + 2L  ML22 = k1.k2
…

…

…

ML + nL  MLnn = k1.k2….kn
1 ,2 ,…,n 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]i= i[M].[L]i, i = 1- n
c) Hằng số không bền -1
Hằng số không bền từng nấc: k-1
Hằng số không bền tổng hợp: -1
Các giá trị nghịch đảo của k và  đặc trưng 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.
d) 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 (  ' ) 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.
1.2. ĐÁNH GIÁ CÂN BẰNG TẠO PHỨC TRONG DUNG DỊCH [1, 2]
1.2.1. Tính nồng độ cân bằng của các phần tử của phức chất
Việc tính toán cân bằng tạo phức thường rất phức tạp vì:
- Sự tạo phức thường xảy ra theo từng nấc và trong đa số trường hợp các hằng số cân
bằng của từng nấc không chênh lệch nhiều

8

- Kèm theo phản ứng tạo phức luôn luôn xảy ra các quá trình phụ (tạo phức hidroxo
của ion trung tâm,…) và các phản ứng phụ liên qua đến cấu tử tham gia tạo phức(phản
ứng oxi hoá khử, phản ứng tạo hợp chất ít tan, phản ứng tạo phức phụ…)
Các bước đánh giá cân bằng tạo phức :
- Mô tả đầy đủ các cân bằng xảy ra.
- Đánh giá mức độ của quá trình phụ (sự tạo phức hidroxo, sự proton hoá của phối tử).
Nếu ở pH rất thấp thì có thể coi sự tạo phức hidroxo xảy ra không đáng kể và ở pH cao
thì sự proton hoá của phối tử là không quan trọng.
- Nếu phức xảy ra theo từng nấc thì so sánh mức độ xảy ra phản ứng giữa các nấc tạo
phức dựa trên hằng số cân bằng để bỏ qua các dạng phức không quan trọng.
- Đánh giá cân bằng theo định luật tác dụng khối lượng (ĐLTDKL) hoặc theo định
luật bảo toàn nồng độ (ĐLBTNĐ) đối với ion kim loại và đối với phối tử.
a) Trường hợp nồng độ phối tử lớn hơn nhiều nồng độ ion trung tâm nhưng hằngsố
bền của các phức tạo thành xấp xỉ nhau
Không bỏ qua cân bằng nào và tính theo định luật bảo toàn nồng độ ban đầu
b) Trường hợp phối tử rất dư so với ion trung tâm (CL>>CM) và các giá trị hằng số
bền tổng hợp chênh lệch nhau nhiều: βn >> βn-1>> ... >>β1
Khi đó có thể chấp nhận phức tạo thành có số phối trí cực đại và tính theo
ĐLTDKL (bỏ qua các quá trình phụ).
c) Trường hợp ion trung tâm rất dư so với phối tử (CM>> CL)
Có thể coi phối tử tham gia tạo phức hết với ion trung tâm để tạo thành phức có
số phối trí thấp nhất, khi đó có thể tính theo ĐLTDKL (nếu các quá trình phụ không
đáng kể).
1.2.2. Hằng số cân bằng điều kiện
a) Định nghĩa
Hằng số cân bằng điều kiện là biểu thức định luật tác dụng khối lượng, 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 cân bằng nồng độ KC là một trường hợp của hằng số điều kiện, trong

đó hoạt độ của mọi phần tử được thay thế bằng nồng độ cân bằng. KC chỉ hằng định ở
lực ion không đổi, vì vậy “ điều kiện” là lực ion cố định.
Xét phản ứng: M+ nL
MLn β
Hằng số tạo thành điều kiện β’ được biểu diễn như sau:

9


’ 

[ MLn ]’

 M ’  L’

n

* [MLn]’=tổng nồng độ các dạng phức giữa M và L.
* [M]’= tổng nồng độ các dạng tồn tại của M không tạo phức với L.
* [L]’= tổng nồng độ các dạng tồn tại của L không tạo phức với M.
Nếu biết trước β’ ta có thể đánh giá tỉ số

 MLn ’ hoặc  MLn ’ là phân số ion kim
 M ’
 CM 

loại chuyển tiếp thành phức trong điều kiện đã cho.
b) Tính hằng số tạo thành điều kiện
Ta xét trường hợp đơn giản nhất khi xảy ra sự tạo phức chính giữa M và L :
M+ nL

MLn
Các quá trình phụ xảy ra trong quá trình tạo phức:
- Quá trình tạo phức hidroxo:
M + H2 O
MOH+ H+ *β
- Quá trình tạo phức phụ của M với phối tử X:
M + mX
MXm βX
- Quá trình proton hoá của phối tử L:
L+H
HL Ka-1
+

’ 

[ MLn ]’
(*)
 M ’. L’

Ở đây [MLn]’ =[MLn] (1)
[M]’ = [MOH] + [MXm] + [M] (2)
[L]’ = [L] + [HL] = [L] + [L].[H+].Ka-1 = [L] (1+[H+]. Ka-1) (3)
Thay (1), (2), (3) vào (*) ta được :
β’=β.αM.αLn
Trong trường hợp tổng quát khi ion kim loại tạo nhiều phức hiđroxo:
Mn+ + iH2O
M(OH)i + iH+*βi ( i = 1-N’)
Phối tử là anion của đa axit HnL ( Ka1, Ka2,….Kan), phức MLn cũng tạo phức
hidroxo:
MLn + OH- MOHLnβOH

và bị proton hoá:
MLn + H+
HMLnβH
M cũng tạo nhiều phức với phối tử phụ X

10


MXjβj(j = 1-N)

M + jX

Lúc đó β’MLn = β

 M  Ln
 ML
n

N
N

j 
 1   i hi    j  X  
i 1
j 1


'

M

với

1

K a1 K a 2 ...K an
h  K a1h n1  ...  K a1 K a 2 ...K an

L 

n

 ML 
n

1
1   H h  OH

Kw
h

Nếu biết pH, biết nồng độ tạo phức phụ X có thể tính dễ dàng αM, αL và αMLn và từ đó
tính β’.
c) Tính cân bằng theo hằng số bền điều kiện
Nếu biết hằng số bền điều kiện, có thể tính cân bằng theo ĐLTDKL theo cách
thông thường.
Ví dụ : Tính cân bằng của dung dịch chứa Pb2+ 0.01 M và CH3COO-1M ởpH =
PbCH3COO lg   2,52 (1)
1 Pb2  CH3COO
Pb2  H 2 O

(2) CH3COO  H 
M 
L 

PbOH   H  lg*β= -7,8
CH3COOH lgKa 1  4, 76 (3)

1
1
1  107,8101

104,76
 0, 000174
104,76  101

β’ = 102,52 . 1. 0,000174 = 0,577
Xét cân bằng:
Pb2  CH3COO

C 0,01

1

C’ 0,01-x

1-x

PbCH3COO

x

Theo ĐLTDKL:
' 

 PbCH 3COO  
'

'

 Pb 2  CH 3 COO  

'

= 0,577

11


' 

x
= 0,577
 0.01  x 1  x 

Với x<<1  x= 3,6.10-3
-3

 PbCH 3COO   = 3,6.10 M
-3

'

 Pb2  =0,01-x =6,4.10 M

 Pb 2  =  Pb2   Pb =6,4.10 M
'

-3

CH 3COO   =1-x  1
'

'

CH 3COO   = CH 3COO   CH 3COO =1,74.10-3M


1.2.3. Ảnh hưởng của pH đến sự tạo phức
Sự tạo phức phụ thuộc vào pH của dung dịch do quá trình tạo phức hidroxo của
ion kim loại và proton hóa của phối tử. Hai quá trình này phụ thuộc ngược chiều theo
pH, vì vậy pH tối ưu của từng phản ứng tạo phức là khác nhau.
Khi pH tăng thì mức độ tạo phức hidroxo của ion kim loại tăng, nồng độ ion
kim loại giảm, khả năng tạo phức giảm. Ngược lại, quá trình proton hóa của phối tử sẽ
kém đi,nồng độ phối tử lại tăng lên và mức độ tạo phức lại tăng lên.
Khi pH giảm thì sự tạo phức hidroxo của kim loại giảm, sự proton hóa của phối
tử được tăng cường.
Ví dụ: ở pH thấp thì sự tạo phức giữa Ag+ và NH3 xảy ra rất kém vì NH3 bị
proton hóa mạnh còn sự tạo phức hidroxo của Ag+ xảy ra rất yếu.
1.3. SỰ TẠO PHỨC CỦA THUỐC THỬ HỮU CƠ [1]

1.3.1. Các thuốc thử hữu cơ dùng trong phân tích
Các thuốc thử hữu cơ được sử dụng rộng rãi trong phân tích do độ nhạy cao và
tính chọn lọc giữa chúng với nhiều ion kim loại. Có thể phân loại các thuốc thử hữu cơ
thường gặp:
-

Thuốc thử tạo được hidroxit hoặc muối khó tan

Ví dụ: Anion của một số axit hữu cơ như oxalat C2 O42 tạo được muối ít tan với

một số ion kim loại: C2O42  Ca 2
-

CaC2 O4 

Các thuốc thử oxi – hóa khử

Một số thuốc thử hữu cơ có khả năng phản ứng oxi – hóa khử với ion kim loại để
tạo ra sản phẩm có màu đặc trưng. Ví dụ beziđin là một bazơ hữu cơ có thể bị Fe3+
hoặc một số chất oxi hóa khác oxi hóa tạo ra điphenylbeziđin có màu xanh tím.

12


-

Thuốc thử tạo phức với ion kim loại

Là loại thuốc thử có nhiều ứng dụng quan trọng nhất. Ở đây, có thể phân thành 2
loại là thuốc thử tạo phức thường và thuốc thử tạo hợp chất nội phức.

1.3.2. Đặc tính phân tích của hợp chất nội phức
Phản ứng tạo phức với thuốc thử hữu cơ đóng vai trò quan trọng nhất là phản
ứng tạo hợp chất nội phức giữa ion kim loại với thuốc thử hữu cơ.
Các hợp chất nội phức là những hợp chất trong phân tử có một hay nhiều vòng
chứa ion kim loại, vì vậy các hợp chất nội phức cũng được gọi là phức càng.
Trong phân tử của thuốc thử có ít nhất 2 nhóm chức ở gần nhau có khả năng
tham gia phản ứng với ion kim loại để tạo vòng, ví dụ nhóm -OH-, -COOH, oxim =NOH,...
Có thể nêu một số đặc tính quan trọng có ý nghĩa phân tích của các hợp chất nội
phức như sau:
- Đa số hợp chất nội phức trung hòa điện đều ít tan trong nước, tan dễ trong các
dung môi hữu cơ. Do đó có khả năng dùng các thuốc thử hữu cơ để xác định lượng
vết, các ion kim loại, bằng cách chiết các hợp chất nội phức tạo thành các dung môi
thích hợp không trộn lẫn với nước.
- Nhiều hợp chất nội phức có màu mạnh, đặc trưng, có thể được dùng để xác
định định tính, định lượng các chất. Ví dụ: Ni2+ tạo phức màu đỏ với đimetylglioxim..
- Nhiều hợp chất nội phức có độ bền lớn. Độ bền phụ thuộc nhiều yếu tố: bản
chất ion kim loại, phối tử, độ bazơ của thuốc thử, cấu tạo không gian phức. Đặc biệt,
số vòng và số lượng nguyên tử trong vòng, số liên kết đôi trong vòng ảnh hưởng rõ rệt
đến độ bền của phức càng. Các phức càng có vòng 5 hoặc 6 cạnh rất hay gặp và rất
bền.
- Một số thuốc thử có tính chọn lọc cao, nghĩa là chỉ có khả năng phản ứng với
một vài ion kim loại. Chẳng hạn, đimetylglioxim chỉ tạo hợp chất khó tan với Ni2+,
Fe2+, Pd2+. Đa số thuốc thử phản ứng được với nhiều ion kim loại. Để tăng độ chọn
lọc, người ta sử dụng các yếu tố như điều chỉnh độ pH của phản ứng tạo phức, che các
ion cản trở...
1.3.3. Một số thuốc thử hữu cơ thường gặp
- Các thuốc thử hữu cơ là các bazơ nitơ có khả năng tạo nhiều ion kim loại,
được sử dụng để điều chỉnh pH, dùng làm chất che. Các chất thường dùng là piriđin,
C5H5N, C6H7N. Các chất này có tính bazơ yếu hơn NH3 tạo được nhiều phức bền với
Ag+, Cu2+, Cd2+....

13


- Axit etylenđiamintetraaxetic (EDTA)

Là axit 4 nấc (H4Y), ít tan trong nước nên người ta thường sử dụng dưới dạng
muối dễ tan Na2H2Y4. Dùng để chuẩn độ các ion kim loại, che các ion cản trở.
- Đimetylglioxim chứa 2 nhóm oxim

Là một axít yếu HDim
H   Dim , thuốc thử tạo phức càng, ít tan trong
nước, màu đỏ cánh sen với Ni2+ (môi trường đệm axetat)...
- Oxin hay 8-oxiqinolin tạo được phức càng với khá nhiều ion kim loại có khả
năng tạo được hidroxit khó tan. Các phức hình thành ít tan trong nước, tan trong dung
môi hữu cơ.
- Điphenylthiocacbazon (đithyzon)
- Thuốc thử tạo thành “sơn” màu
Một số thuốc thử hữu cơ bị hấp thụ bề mặt các hidroxit kim loại ít tan và thay
đổi màu. Ví dụ: Alizarin đỏ S tạo với phức hidroxit “sơn” màu đỏ do hình thành hợp
chất nội phức.
1.4. ỨNG DỤNG PHẢN ỨNG TẠO PHỨC TRONG HÓA PHÂN TÍCH
1.4.1. Phân tích định tính [1]
Các phản ứng tạo phức màu đặc trưng thường được sử dụng để phát hiện các ion
- Các phức của ion kim loại với ammoniac
Ví dụ: ion Co2+tạo với NH3 phức [Co(NH3)6]2+ có màu vàng bị oxi hoá bởi không khí
hoặc
H2O2tạo
thành
phức

[Co(NH3)6]3+
màu
hồng
đặc
trưng.
2Phức thioxianat kim loại , ví dụ Co(SCN)4 màu xanh ít bền trong nước nhưng bền
trong một số dung môi hữu cơ(axeton,các ancol,ete etylic), vì vậy phản ứng giữa
Co2+với ion SCN- khi có mặt của dung môi hữu cơ được dùng để phát hiện Co2+.
- Các thuốc thử hữu cơ được dùng để phát hiện ion kim loại khá phong phú : phát hiện
Ni2+ bằng dimeylglioxim; Al3+ bằng alizarin đỏ S hoặc alumion; Fe2+ bằng ophenantrolin hoặc α , α’ dipiriđin v.v…

14


1.4.2. Phân tích định lượng [1, 4]
- EDTA là thuốc thử quan trọng được dùng để xác định định lượng nhiều ion kim loại
như Al3+, Mg2+... EDTA là axit yếu 4 nấc phân li, kí hiệu là H4Y có thể tồn tại 5 dạng
sau: H4Y, H3Y-, H2Y2-, HY3- và Y4- 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.
Ví dụ: Định lượng Ni2+ bằng dimetylglioxim, Fe3+ bằng SCN-…
1.4.3. Hòa tan các kết tủa khó tan và tách các ion[1]
- AgCl tan trong NH3 do tạo phức Ag(NH3)2+
- Cu(OH)2 tan trong NH4Cl do tạo phức Cu(NH3)42+
- NH3 dư để tách hỗn hợp Fe3+, Al3+ và Cu2+ do Fe3+, Al3+ được chuyển vào kết tủa
hidroxit Fe(OH)3 và Al(OH)3 còn Cu2+ được giữ lại trong dung dịch dưới dạng phức
Cu(NH3)42+
1.4.4. Che các ion cản trở[1]
Một trong những ứng dụng phân tích quan trọng của phản ứng tạo phức là sự
che. Khi một thuốc thử có khả năng phản ứng với một ion B cùng có mặt trong dung
dịch chứa ion phân tích A thì ta nói rằng ion B cản trở tới phản ứng giữa ion A với

thuốc thử. Muốn thực hiện phản ứng giữa A với thuốc thử cần phải loại trừ B, ví dụ
tách B ra khỏi dung dịch bằng cách làm kết tủa B với một số thuốc thử thích hợp.
Một biện pháp tích cực là “che” ion B, nghĩa là chuyển B sang dạng khác
không còn ảnh hưởng đến phản ứng chính. Chất được đưa vào để làm triệt tiêu hoặc
kìm hãm phản ứng cản trở được gọi là “chất che”.
Ví dụ:
Ion Fe3+ cản trở đến sự tạo phức giữa ion Co2+ và SCN-, vì ion Fe3+ tạo được
phức màu đỏ với ion SCN-, do đó che mất sự xuất hiện màu xanh của phức Co2+ và
SCN-. Vì vậy để che Fe3+ người ta thêm NaF vào dung dịch. Ở đây ion F- sẽ tạo phức
rất bền không màu với Fe3+ là FeF3 không gây cản trở đến phản ứng chính.
“ Chất che” là chất được đưa vào để làm triệt tiêu hoặc kìm hãm phản ứng cản
trở. Chất che phải có khả năng tạo được phức đủ bền với ion cản trở để ion này không
còn khả năng tác dụng với thuốc thử sẽ dùng cho ion cần xác định.Độ bền của phức
giữa chất che với ion cân xác định phải rất bé để không gây cản trở cho phản ứng
chính.
1.4.5. Sự phân hủy phức chất [1]
- Chuyển một cấu tử của phức thành một hợp chất ít phân li (axit hoặc bazơ yếu hoặc
phức bền hơn)

15


Phân huỷ phức amoniacat kim loại được thực hiện bằng phản ứng với axit. Khi đó
NH3 phản ứng với ion H+ tạo NH4+ ít phân li.
-Nếu một trong các phần tử của phức có tính oxi hoá – khử thì có thể phân huỷ phức
bằng một tác nhân oxi hoá - khử.
- Chuyển một trong các phần tử của phức chất thành một hợp chất ít tan.
Nếu bỏ KI vào dung dịch Ag(NH3)2+ thì phức phân huỷ do tạo thành AgI ít tan.
Ag(NH3)2+ + IAgI +2NH3
+ Trong trường hợp tổng quát khi cho thuốc thử HR vào dung dịch phức chất MAn

thì xảy ra quá trình (Để đơn giản người ta :
MAn
M +nA βn-1
HR
H+ R KaR
M+R
MR
βR
+
A+H
HA Ka-1
+ Khả năng phân hủy phức MAn phụ thuộc vào quan hệ giữa βn-1, KaR, βRvà Ka.
Để việc phân hủy được thuận lợi thì βR>>βnvà Kaphải càng bé càng tốt và nồng CHR
phải đủ lớn.

16


CHƯƠNG 2: VẬN DỤNG LÝ THUYẾT VỀ PHỨC CHẤT ĐỂ XÂY DỰNG VÀ
GIẢI CÁC BÀI TẬP VỀ CÂN BẰNG TẠO PHỨC TRONG DUNG DỊCH

Trên cơ sở lí thuyết về phức chất và chương trình hóa học phân tích định tính
dành cho sinh viên khối ngành sư phạm hóa học, chúng tôi chia bài tập về cân bằng
tạo phức thành 2 nhóm chính:
- Nhóm 1: Các bài toán đánh giá (tính) cân bằng tạo phức trong dung dịch
Gồm: + Tính cân bằng dựa vào hằng số bềnβ
+ Tính cân bằng dựa vào hằng số bền điều kiệnβ’
- Nhóm 2: Các bài toán về ứng dụng phản ứng tạo phức trong dung dịch
Gồm: + Che các ion cản trở
+ Sự phân hủy của phức chất

Ngoài ra, chúng tôi còn tiến hành xây dựng thêm các bài tập tổng hợp để sau
khi nghiên cứu các ví dụ trong các nhóm trên, người học có thể tự kiểm tra kiến thức,
phương pháp giải bằng các bài tập cụ thể (có lời giải chi tiết hoặc hướng dẫn giải kèm
theo đáp án)
2.1.ĐÁNH GIÁ CÂN BẰNG TẠO PHỨC TRONG DUNG DỊCH
2.1.1. Tính cân bằng dựa vào hằng số bền
Đây là những dạng bài tập cơ bản giúp sinh viên vận dụng những lí thuyết căn
bản đã học, tính toán thành phần dung dịch phức dựa trên các định luật cơ bản của hóa
học cũng như các công thức liên quan đến phức chất. Ở nhóm bài tập này chúng tôi
chia làm 3 dạng chính sau:
a) Trường hợp nồng độ phối tử lớn hơn nhiều nồng độ ion trung tâm nhưng hằng số
bền của các phức tạo thành xấp xỉ nhau
Phải tính đến các cân bằng tạo phức và tính theo định luật bảo toàn nồng độ ban
đầu.
*Bài 1Dung dịch gồm Cd(NO3)2 2,7.10-3M, HCl 0,8M.Tính nồng độ cân bằng của các
phức chất trong dung dịch. Biết hằng số bền của phức Cd2+ với Cl-lần lượt là:
β1 = 101,95; β2 = 102,49; β3 = 102,34; β4 = 101,64
Phân tích

17


Ta thấy CCl

CCd 2 , các hằng số bền xấp xỉ nhau nên phải tính đến các cân



bằng tạo phức. Tính cân bằng theo ĐLBTNDĐ.

Bài giải
Các quá trình xảy ra:
Cd(NO3)2 →
HCl

→

Cd2+ + 2NO3H+ + ClCd2+ +

Cd2+ +

2Cl-

Cl-

CdCl+β1 = 101,95

CdCl2β2 = 102,49
Cd2+ + 3 ClCd2+ +
Cd2+ +

CdCl3-β3 = 102,34

4Cl-

H2 O

CdCl42-β4 = 101,64
CdOH+ + H+ β*CdOH+ = 10-7,92

Vì  H   lớn nên bỏ qua sự tạo phức hidroxo.
Vì các giá trị β xấp xỉ nhau nên không bỏ qua cân bằng nào.
Áp dụng định luật bảo toàn nồng độ đầu ta có:

CCd2+ = [Cd 2+ ] +[CdCl+ ] +[CdCl2 ] +[CdCl3- ] +[CdCl 24 ]
= [Cd 2+ ].(1+ β1[Cl- ] +β2 [Cl- ]2 +β3[Cl- ]3 +β 4[Cl- ]4 )
 [Cd 2+ ] =

CCd2+
1+ β1[Cl- ] + β 2 [Cl- ]2 + β3[Cl- ]3 + β 4 [Cl- ]4

[Cl-] =
[Cd 2+ ] =

2, 7.103
 6, 75.106
1,95
2,49
2
2,34
3
1.64
4
1 +10 .0,8 +10 .0,8 +10 .0,8 +10 .0,8

[CdCl+ ] = β1 .[Cd 2+ ].[Cl- ] = 101,95 .6, 75.10 6.0,8 = 4,81.10-4 M
CCl- =0,8M [CdCl2 ] = β 2 .[Cd

2+

].[Cl- ]2 = 102,49 .6, 75.106.0,82 = 1,34.10-3 M

[CdCl3- ] = β3 .[Cd 2+ ].[Cl- ]3 = 102,34 .6, 75.10 6.0,83 = 7,56.10-4 M
2+
- 4
1.64
[CdCl2.6, 75.106.0,84 = 1,2.10-4 M
4 ] = β 4 .[Cd ].[Cl ] = 10

b) Trường hợp phối tử rất dư so với ion trung tâm (CL>>CM) và các giá trị hằng số
bền tổng hợp chênh lệch nhau nhiều: βn >> βn-1>> ... >>β1

18


Khi đó có thể chấp nhận phức tạo thành có số phối trí cực đại và tính theo
ĐLTDKL (bỏ qua các quá trình phụ).
*Bài 2 Tính cân bằng trong dung dịch Fe(NO3 )3 0,02M và KF 1M.
Cho lgβi = 5,28 ; 9,30; 12,06;(i=1-3), pKHF = 3,17.
Phân tích
Ở đây CF

CFe3 , giá trị hằng số bền tổng hợp chênh lệch nhau nhiều do đó



trong hệ tạo phức có số phối trí cực đại là chính.

Fe3+ +

3F-

FeF3

Tính TPGH của cân bằng trên, xét các quá trình phụ dựa vào [H+].
Tính cân bằng theo ĐLTDKL theo sự phân li của phức FeF3.
Bài giải
Fe3+

Fe(NO3)3 →
0,02

3 NO3-

0,02
F-

→

KF

+

1,0

K+

+

1,0

Vì C = 1,0M >> CFe = 0,02M và β3>>β2>>β1 do đó trong hệ tạo phức có số
F



3

phối trí cực đại là chính:
Fe3+ +

3F-

C0 0,02
C

FeF3β3 = 10 12,06

1,0

_

0,94

0,02

TPGH của hệ: FeF3=0,02M; F- =0,94M
Vì phức FeF3 bền nên lượng Fe3+ sinh ra không đáng kể=> quá trình tạo phức
hidroxo của Fe3+ cũng không đáng kể
Xét cân bằng proton hóa của FF-

+

H2 O

HF

+ OH-

Kb = 10-10,83

C 0,94
[ ] 0,94 - x
Ta có:

x

x

x2
1010,83
 0, 94 – x 

19