zunia.vn

Tuyển sinh 2024 dành cho Gen-Z

zunia.vn

» Khoa Học Tự Nhiên

Bài giảng Hóa phân tích: Chương 5 - Trần Thị Thúy

Chia sẻ: _ _ | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:39

Báo xấu

22
lượt xem 4
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Bài giảng "Hóa phân tích: Chương 5 - Phản ứng kết tủa và chuẩn độ kết tủa" được biên soạn với các nội dung chính sau: Qui tắc tích số tan; Quan hệ giữa tích số tan và độ tan; Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan; Cân bằng giữa hai cation và một anion tạo kết tủa (hoặc hai anion và một cation tạo kết tủa); Sự hòa tan kết tủa; Chuẩn độ kết tủa. Mời các bạn cũng tham khảo bài giảng tại đây!

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Bài giảng Hóa phân tích: Chương 5 - Trần Thị Thúy

Chương 5. Phản ứng kết tủa và chuẩn độ kết tủa Trần Thị Thúy Department of Analytical Chemistry School of Chemical Engineering – Hanoi University of Science and Technology (HUST)
Outline 5.1 Qui tắc tích số tan 5.2 Quan hệ giữa tích số tan và độ tan 5.3 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan 5.4 Cân bằng giữa hai cation và một anion tạo kết tủa (hoặc hai anion và một cation tạo kết tủa) 5.5 Sự hòa tan kết tủa 5.6 Chuẩn độ kết tủa 5.7 Bài tập 2 HUST SCE 5/3/2020
5.1 Qui tắc tích số tan MA ⇋ M+ + A– Tích số tan T = 𝒂𝑴+ 𝒂𝑨− (5-1) Trong đó hoạt độ a = f.C f: hệ số hoạt độ; C: nồng độ, M Thay vào (5-1) ta có: T = 𝒇𝑴+ 𝒇𝑨− [M+][A–] (5-2) 3 HUST SCE
5.1 Qui tắc tích số tan Trong đó hệ số hoạt độ f được tính theo công thức thực nghiệm Debye Huckel (1923): −𝟎,𝟓𝟏𝒛𝟐 𝝁 logf = ở 25°C (5-3) 𝟏+(𝟑,𝟑𝜶 𝝁) Các hệ số 0,51 và 3,3 áp dụng cho dung dịch ở 25°C, ở nhiệt độ khác các giá trị này sẽ thay đổi. z: điện tích ion α: kích thước ion, nm (=10–9m) µ = ½ 𝑖 𝑐𝑖 𝑧𝑖2 µ: lực ion ci : nồng độ zi: điện tích ion Khi nồng độ rất loãng có thể coi f = 1 (có nghĩa là a = C). Đối với chất ít tan, dung dịch loãng f = 1 đưa tới: T = [M+][A–] (5-4) 4 HUST SCE
5.2 Quan hệ giữa tích số tan và độ tan MmAn ⇋ mMn+ + nAm– ms ns nồng độ [Mn+] = ms; [Am–] = ns; Tích số tan: 𝑇𝑀𝑚 𝐴𝑛 = (ms)m(ns)n = mmnns(m+n) (𝒎+𝒏) 𝑻𝑴𝒎 𝑨𝒏 s= (5-5) 𝒎𝒎 𝒏𝒏 5 HUST SCE
5.2 Quan hệ giữa tích số tan và độ tan Ví dụ 1: Tính độ tan của Hg2Cl2 biết 𝑇𝐻𝑔2 𝐶𝑙2 = 1,2.10–18 Hg2Cl2 ⇋ 𝐻𝑔22+ + 2Cl– s 2s [𝐻𝑔22+ ][Cl-]2 = s(2s)2 = 1,2.10–18 → s= 6,67.10–7M Ví dụ 2: Tính độ tan của Ag2CrO4 biết 𝑇𝐴𝑔2 𝐶𝑟𝑂4 = 1,2.10–12 Ag2CrO4 ⇋ 2Ag+ + 𝐶𝑟𝑂42− 2s s [Ag+]2[ 𝐶𝑟𝑂42− ] = (2s)2s = 1,2.10–12 → s= 6,67.10–5M 6 HUST SCE
5.3 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan 5.3.1 Ảnh hưởng của các ion chung MA ⇋ M+ + A– [M+][A–] = TMA Nếu dùng A- làm thuốc thử dư, nồng độ M+ giảm, kết tủa hoàn toàn ion M+ hơn. 7 HUST SCE
5.3 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan Xét phản ứng: CaSO4 ⇋ Ca2+ + 𝑆𝑂42− TCaSO4 = 2,4.10-5 Tích số nồng độ [Ca2+][𝑆𝑂42− ] = TCaSO4 (khi phản ứng đạt cân bằng là không đổi với một lượng dư CaSO4). Nếu nồng độ Ca2+ tăng lên từ một nguồn khác, chẳng hạn như thêm CaCl2 thì nồng độ 𝑆𝑂42− phải giảm để đảm bảo tích số nồng độ [Ca2+][𝑆𝑂42− ] được giữ nguyên không đổi. Nói một cách khác là lượng CaSO4 sẽ hòa tan ít hơn nếu Ca2+ hay 𝑆𝑂42− đã có sẵn ở trong dung dịch. Ứng dụng này của nguyên lý cân bằng Le Chatelier được gọi là hiệu ứng ion chung. Một muối sẽ ít tan hơn nếu một trong các ion của nó đã có sẵn trong dung dịch. 8 HUST SCE
5.3 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan Ví dụ: CaC2O4 ⇋ Ca2+ + 𝐶2 𝑂42− TCaC2O4 = 1,7.10–9 Cân bằng s s Trong nước cất [Ca2+][ 𝐶2 𝑂42−] = s2 = 1,7.10–9 → s= 4,1.10–5M > 10–6M (chưa kết tủa hoàn toàn) Trong dung dịch (NH4)2C2O4 0,01M có 𝐶2 𝑂42− cùng tên (NH4)2C2O4 = 2𝑁𝐻4+ + 𝐶2 𝑂42− Cân bằng 0,02 0,01 [Ca2+][ 𝐶2 𝑂42−] = s(s+0,01) = 1,7.10–9 → s= 1,7.10–7M < 10–6M (kết tủa hoàn toàn) Như vậy, độ hòa tan trong dung dịch có ion cùng tên giảm. Nếu ta muốn kết tủa hoàn toàn một ion nào đó ta cho dư thuốc thử (thường dư ≥1,5 lần). 9 HUST SCE
5.3 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan 5.3.2 Ảnh hưởng của các ion lạ MA ⇋ M+ + A– TMA = 𝑎𝑀+ 𝑎𝐴− = 𝑓𝑀+ 𝑓𝐴− [M+][A–] = 𝑓𝑀+ 𝑓𝐴− s2 𝑇𝑀𝐴 s= 𝑓𝑀+ 𝑓𝐴− Hệ số hoạt độ f càng giảm, độ hòa tan càng lớn. Dựa trên công thức thực nghiệm (5-3): −0,51𝑧2 𝜇 logf = 1+(3,3𝛼 𝜇) 10 HUST SCE
5.3 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan Ví dụ 1: Sử dụng phương trình (5-3) tính hệ số hoạt độ của Hg2+ trong dung dịch có lực ion là 0,085. Bán kính ion của Hg2+ là 0,50 nm. −0,51𝑧2 𝜇 logf = 1+(3,3𝛼 𝜇) −0,51.(2)2 0,085 log𝑓𝐻𝑔2+ = = –0,4016 1+(3,3×0,5 0,085) 𝒇𝑯𝒈𝟐+ = 0,40 11 HUST SCE
5.3 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan Ví dụ 2: Tính hệ số hoạt độ của 𝐻𝑔2+ 2 trong dung dịch Hg2(NO3)2 3,3 mM. Lực ion là: 2 − 2 µ = ½ 𝑖 𝑐𝑖 𝑧2𝑖 = ½ 𝐻𝑔2+ 2 2 + [𝑁𝑂 3 ](−1) = ½ 0,0033 4 + [0,0066] × 1 = 0,010M 𝐻𝑔2+ 2 có điện tích +2, có kích thước là 0,40 nm. Thay vào phương trình (5-3) ta có: −0,51.(2)2 0,010 log𝑓𝐻𝑔2+ = = -0,1802 2 1+(3,3×0,4 0,010) 𝒇𝑯𝒈𝟐+ = 0,66 𝟐 12 HUST SCE
5.3 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan 5.3.3 Ảnh hưởng pH của dung dịch Xét phản ứng: CaC2O4 ⇋ Ca2+ + 𝐶2 𝑂2− 4 TCaC2 O4 = 1,7.10–9 Nếu axit được thêm vào, H+ sẽ tấn công anion 𝐶2 𝑂2− 4 làm giảm nồng độ tự do của 𝐶2 𝑂2− 4 . Tích số nồng độ [Ca2+][𝐶 𝑂2− ] = T 2 4 CaC2 O4 (khi phản ứng đạt cân bằng là không đổi với một lượng dư CaC2O4). Nếu nồng độ 𝐶2 𝑂2− 4 − giảm đi do chuyển sang dạng bị proton hóa H𝐶2 𝑂4 , H2C2O4 thì nồng độ Ca2+ phải tăng để đảm bảo tích số nồng độ [Ca2+][𝐶2 𝑂2− 4 ] được giữ nguyên không đổi. Nói một cách khác là lượng CaC2O4 sẽ hòa tan nhiều hơn nếu 𝐶2 𝑂2− 4 bị chuyển một phần thành H𝐶 2 𝑂− 4 , H2C2O4. Như vậy, độ hòa tan của chất ít tan sẽ tăng trong môi trường axit nếu anion của chất ít tan là gốc của axit yếu. 13 HUST SCE
5.3 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan Ví dụ: Tính độ tan của CaC2O4 ở pH =3,00 biết H2C2O4 có Ka1 = 5,6.10–2; Ka2 = 5,42.10–5; Giải: CaC2O4 ⇋ Ca2+ + 𝐶2 𝑂2−4 T CaC O 2 4 = 1,7.10 –9 s ∝𝐶 𝑂2− . 𝑠 2 4 𝐶2 𝑂2− 4 + H + ⇋ 𝐻𝐶𝑂− 4 1/Ka2 𝐶2 𝑂2− 4 + 2H ⇋ H2C2O4 + 1/Ka1.Ka2 14 HUST SCE
5.3 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan Phần nồng độ tự do của 𝐶2 𝑂2− 4 được mô tả: [𝐶2 𝑂2− 4 ] [𝐶2 𝑂2− 4 ] [𝐶2 𝑂2− 4 ] ∝𝐶 2− = = = 2 2 𝑂4 𝐶 𝐶2 𝑂2− 𝐻2 𝐶2 𝑂4 + 𝐻𝐶2 𝑂− +[𝐶2 𝑂 2− 4 ] [𝐻+ ] [𝐻+ ] 4 4 𝐶2 𝑂2− 4 + +1 𝐾𝑎1 𝐾𝑎2 𝐾𝑎2 𝐾𝑎1 𝐾𝑎2 = 2 [𝐻+ ] + 𝐻+ 𝐾𝑎1 +𝐾𝑎1 𝐾𝑎2 Thay số: 5,6.10−2 .5,42.10−5 ∝𝐶 2− = −3 2 = 0,0506 2 𝑂4 [10 ] +10 −3 .5,6.10 −2 +5,6.10 −2 .5,42.10 −5 [𝐶2 𝑂2− 4 ] = ∝𝐶 2− . 𝑠 = 0,0506.s 2 𝑂4 [Ca2+][𝐶2 𝑂2− 4 ] = 0,0506.s 2 = 1,7.10-9 → s = 1,83.10–4 mol/l 15 HUST SCE
5.3 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan 5.3.3 Ảnh hưởng của chất tạo phức Xét phản ứng: AgCl↓ ⇋ Ag+ + 𝐶𝑙− TAgCl = 1,82.10–10 Khi có chất tạo phức trong dung dịch, ví dụ như NH3, NH3 sẽ tạo phức với Ag+ làm giảm nồng độ tự do của Ag+. Tích số nồng độ [Ag+][𝐶𝑙− ] = TAgCl (khi phản ứng đạt cân bằng là không đổi với một lượng dư AgCl). Nếu nồng độ Ag+ giảm đi do chuyển sang dạng ion phức Ag(NH3)+ và 𝐴𝑔(𝑁𝐻3 )+2 thì nồng độ 𝐶𝑙 − phải tăng để đảm bảo tích số nồng độ [Ag+][𝐶𝑙− ] được giữ nguyên không thay đổi. Nói một cách khác là lượng AgCl sẽ hòa tan nhiều hơn nếu Ag+ chuyển một phần thành Ag(NH3)+ và 𝐴𝑔(𝑁𝐻3 )+2 . Như vậy, độ hòa tan của muối sẽ tăng lên khi trong dung dịch có sự tạo phức với ion kim loại của muối đó. 16 HUST SCE
5.3 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan Ví dụ: Tính độ tan của AgCl trong nước và trong dung dịch NH3 10–3M Trong nước: AgCl ⇋ Ag+ + 𝐶𝑙− TAgCl = 1,82.10–10 𝑠 s TAgCl = 1,82.10–10 = [Ag+][𝐶𝑙− ]= s2 →s = 1,35.10–5 M Trong dung dịch NH3 10–3M: AgCl ⇋ Ag+ + 𝐶𝑙− TAgCl = 1,82.10–10 ∝𝐴𝑔+ . 𝑠 s Ag+ + NH3 ⇋ Ag(NH3)+ β1 = 103,31 Ag+ + 2NH3 ⇋ Ag(NH3)+ β1,2 = 107,22 17 HUST SCE
5.3 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan Phần nồng độ tự do của Ag+ được mô tả: [𝐴𝑔+ ] [𝐴𝑔+ ] ∝𝐴𝑔+ = = = 𝐶𝐴𝑔+ 𝐴𝑔+ + 𝐴𝑔(𝑁𝐻3 )+ +[𝐴𝑔(𝑁𝐻3 )+ 2] [𝐴𝑔+ ] 1 2 = + [𝐴𝑔 ] 1+𝛽1 [𝑁𝐻3 ]+𝛽1,2 [𝑁𝐻3 ] 1+𝛽1 [𝑁𝐻3 ]+𝛽1,2 [𝑁𝐻3 ]2 Thay số: 1 1 ∝𝐴𝑔+ = 2 = 3,31 −3 7,22 −3 2 = 0,051 1+𝛽1 [𝑁𝐻3 ]+𝛽1,2 [𝑁𝐻3 ] 1+10 .10 +10 .(10 ) TAgCl = 1,82.10–10 = [Ag+][𝐶𝑙− ]= ∝𝐴𝑔+ . 𝑠 × 𝑠 = 0,051.s2 →s = 5,97.10–5 M Như vậy, với nồng độ NH3 không quá lớn 10–3 M, độ tan tăng lên 4,4 lần. 18 HUST SCE
5.4 Cân bằng giữa hai cation và một anion tạo kết tủa (hoặc hai anion và một cation tạo kết tủa) 5.4.1 Cân bằng giữa hai cation và một anion tạo kết tủa Quá trình kết tủa có thể tách các ion ra khỏi nhau. Ví dụ, chúng ta hãy xem xét dung dịch chứa Pb2+ và 𝐻𝑔2+ 2 với nồng độ như nhau 0,010M. Cả hai ion kim loại này đều tạo kết tủa với 𝐼− , tuy nhiên Hg2I2 ít tan hơn. Điều này được chỉ ra ở tích số tan của Hg2I2. PbI2 ⇋ Pb2+ + 2𝐼− 𝑇𝑃𝑏𝐼2 = 7,9.10–9 − Hg2I2 ⇋ 𝐻𝑔2+ 2 + 2𝐼 𝑇𝐻𝑔2 𝐼2 = 4,6.10–29 Câu hỏi ở đây là: có thể kết tủa riêng 𝐻𝑔2+2 với độ chọn lọc 99,990% bằng 𝐼− mà Pb2+ không bị kết tủa hay không? Nói một cách khác, câu hỏi của chúng ta là khi nồng độ [𝐻𝑔2+2 ] còn chỉ là 0,010% của 0,010M (=1,0.10-6M), Pb2+ đã bị kết tủa hay chưa? Thực nghiệm cho thấy, khi chúng ta thêm 𝐼− đủ để kết tủa 99,990% 𝐻𝑔2+ 2 , Pb2+ vẫn chưa bị kết tủa. 19 HUST SCE
5.4 Cân bằng giữa hai cation và một anion tạo kết tủa (hoặc hai anion và một cation tạo kết tủa) 5.4.2 Cân bằng giữa hai anion và một cation tạo kết tủa Chúng ta giả sử rằng chuẩn độ dung dịch chứa KI và KCl bằng AgNO3. Bởi vì TAgI

CÓ THỂ BẠN MUỐN DOWNLOAD

THÔNG TIN

TRỢ GIÚP

HỖ TRỢ KHÁCH HÀNG

Theo dõi chúng tôi

Chịu trách nhiệm nội dung:

Nguyễn Công Hà - Giám đốc Công ty TNHH TÀI LIỆU TRỰC TUYẾN VI NA

LIÊN HỆ

Địa chỉ: P402, 54A Nơ Trang Long, Phường 14, Q.Bình Thạnh, TP.HCM

Hotline: 093 303 0098

Email: support@tailieu.vn

Giấy phép Mạng Xã Hội số: 670/GP-BTTTT cấp ngày 30/11/2015 Copyright © 2022-2032 TaiLieu.VN. All rights reserved.