CHƯƠNG II: PHÂN TÍCH KHỐI LƯỢNG

I. Những khái niệm cơ bản Nguyên tắc: Chất cần phân tích được tách ra khỏi mẫu dưới dạng chất tinh khiết, có công thức hóa học xác định. Cân chính xác khối lượng chất sạch, từ khối lượng và công thức hóa học chất sạch, tính ra lượng chất cần xác định có trong mẫu .

Phân loại: -Phương pháp tách làm sạch -Phương pháp chưng cất, đốt cháy -Phương pháp nhiệt phân -Phương pháp kết tủa ( Phương pháp kết tủa là trọng tâm của phân tích khối lượng)

II.Phương pháp phân tích khối lượng kết tủa

1. Nguyên tắc: Chất cần phân tích được tách ra khỏi mẫu ở dạng hợp chất kết tủa. Kết tủa được lọc, rửa sạch, sấy khô đến khối lượng không đổi để chuyển thành dạng có công thức hóa học xác định(dạng cân). Cân chính xác khối lượng dạng cân, dùng khối lượng và công thức hóa học của dạng cân để tính hàm lượng chất cần phân tích.

Tiến trình phân tích

Cân mẫu

Dạng cân

Hòa tan mẫu

Dạng kết tủa

Cân Tính kết quả

Dạng kết tủa, dạng cân là hai công đoạn quan trọng

nhất. Vì hai công đoạn này có nhiều yếu tố ảnh hưởng và độ chính xác của hai công đoạn này thường quyết định độ chính xác của phép xác định.

2.Yêu cầu của dạng kết tủa 1-Kết tủa phải ít tan : có nghĩa là độ tan S phải nhỏ

= [aS]a . [ bS ]b = Sa+b . aa . bb

Vì kết tủa đều là hợp chất ion, trong dung dịch khi tan đã điện li: MaXb = aM m+ + bX n- Tích số tan: TMaXb = [ M m+ ]a . [ Xn- ]b S = (TMaXb/aa.bb)1/ (a+b) . (Độ tan tỷ lệ thuận với tích số tan)

Khi a=b=1, thì S= (TMaXb) 1/ 2 Thông thường khối lượng kết tủa thu được khoảng 0,1g, khối lượng mol ion trong khoảng 100g, thể tích dung dịch khi kết tủa khoảng 100ml. Nếu sai số cho phép là 0,1% thì : TMX ≤ 10-10 ,và độ tan S ≤ 10-5

Có nhiều yếu tố ảnh hưởng đến độ tan S : nồng độ ion chung, phản ứng phụ, nhiệt độ, kích thước hạt, sự già hóa tinh thể, dung môi(độ phân cực của dung môi)…

2-Kết tủa phải chọn lọc Cách làm kết tủa chọn lọc: chọn dạng kết tủa, chọn điều kiện kết tủa, hoặc che

ion gây nhiễu.

3-Kết tủa phải dễ lọc, dễ rửa 4-Kết tủa phải dễ chuyển thành dạng cân

3.Sự cộng kết

Hiện tượng tạp chất kết tủa đồng thời với kết tủa chính

mà trong điều kiện không có kết tủa chính thì nó không kết tủa được.

Vì sự cộng kết xảy ra đồng thời với quá trình kết tủa,

làm tăng khối lượng kết tủa và gây sai số phân tích Phân loại: - Sự cộng kết do hấp phụ - Sự cộng kết do kết vón - Sự cộng kết do tạo tinh thể hỗn hợp. Chú ý: - Phân biệt hiện tượng cộng kết và hiện tượng kết tủa theo. - Ưu nhược điểm của hiện tượng cộng kết: Trong PTKL - gây sai số dương Trong PT - vừa có lợi, vừa có hại

4.Yêu cầu của dạng cân 1-Có công thức hóa học xác định

2-Phải bền vững về phương diện hóa học

3-Có hàm lượng chất cần xác định càng nhỏ càng tốt (Chọn dạng cân có hệ số chuyển F nhỏ để giảm sai số cân )

Hệ số chuyển F là tỉ số giữa khối lượng chất cần xác định có trong 1mol dạng cân so với khối lượng mol của dạng cân

Ví dụ: Xác định Al dùng dạng cân là Al2O3 có F = 54/102 = 0,5292 Xác định Al dùng dạng cân là AlPO4 có F = 27/122 = 0,2212 Nếu dùng cân phân tích có độ chính xác là 10-4g, kết quả cân bị sai lệch ở hai trường hợp bằng nhau, nhưng khối lượng Al bị sai lệch là: 0,5259 . 10-4 g nếu dùng dạng cân là Al2O3 0,2212 . 10-4 g nếu dùng dạng cân là AlPO4

5. MỘT SỐ KĨ THUẬT LÀM KẾT TỦA - Chọn thuốc thử làm kết tủa

Ưu tiên: Thuốc thử dễ phân hủy bởi nhiệt

Thuốc thử có độ tan lớn Thuốc thử dùng dư so với lí thuyết (dư gấp

đôi, ba lần) - Cách làm kết tủa

KẾT TỦA TINH THỂ + Cần tạo được kết tủa tinh thể to + Cách làm: kết tủa trong dung dịch loãng, nóng, làm

muồi.

KẾT TỦA VÔ ĐỊNH HÌNH

+ Kết tủa nhỏ, dễ tạo keo + Cách làm: kết tủa trong dung dịch nóng, khuấy liên

tục, thêm chất điện li để tránh keo tụ và pepti hóa, nhanh chóng tách kết tủa ra khỏi dung dịch. Nếu có thể thì nên làm kết tủa đồng tính (đ/c thuốc thử ngay trong dung dịch)

- Lọc rửa kết tủa

+ Chọn giấy lọc (màng lọc) + Cách rửa: Rửa gạn, rửa trên giấy lọc

Rửa nhiều lần chia nhỏ lượng nước rửa Cn = C0 [R/(V + R) ] n

n: số lần rửa V: thể tích dung dịch rửa mỗi lần R: thể tích dung môi bị giữ trong kết tủa Co: nồng độ chất bẩn ban đầu Cn: nồng độ chất bẩn còn lại trên kết tủa sau lần rửa n

- Sấy và nung kết tủa

Chọn điều kiện sấy nung: nhiệt độ, khí quyển nung …

6. CÁCH TÍNH KẾT QUẢ

X% = F. (a/b) .100

Trong đó: F là hệ số chuyển, a là khối lượng của mẫu ban đầu lấy để phân tích (g), b là khối lượng của dạng cân (g).

7. ƯU NHƯỢC ĐIỂM CỦA PHƯƠNG PHÁP

Ưu: Thiết bị, dụng cụ đơn giản, độ chính xác rất cao,

áp dụng rộng rãi với nhiều chất vô cơ.

Nhược: Lâu, không tự động hóa được, độ nhạy thấp.

8. MỘT SỐ ỨNG DỤNG CỤ THỂ

- Xác định SO4 2- - Xác định Cl- - Xác định PO4 3- - Xác định SiO2 2- ; Fe+3 ; Al+3 …

CHƯƠNG III. PHÂN TÍCH THỂ TÍCH ĐẠI CƯƠNG VỀ PHÂN TÍCH THỂ TÍCH

1. Nguyên tắc của phân tích thể tích

a A + b B = c C + d D

Phản ứng xẩy ra trong dung dịch. Nồng độ đương lượng của các chất tương ứng là: NA, NB. Phản ứng vừa đủ với các thể tích tương ứng VA, VB Thì NA.VA =NB.VB (định luật đương lượng)

2. Yêu cầu của phản ứng chuẩn độ - Phản ứng phải hoàn toàn (định lượng) Phải có hằng số cân bằng đủ lớn Với phản ứng: A + B = C + D Nếu sai số yêu cầu ≤ 0,1%. Thì: KCB ≥ 10 6

- Phản ứng không hoàn toàn (thuận nghịch) phải thêm xúc tác hoặc tăng to - Phản ứng phải duy nhất - Phản ứng phải chọn lọc - Tốc độ phản ứng đủ lớn - Phải có phương pháp xác định điểm tương đương

3. Một số khái niệm cơ bản trong phân tích thể tích

-Phản ứng chuẩn độ -Dung dịch tiêu chuẩn, dung dịch phân tích -Chuẩn độ; sự chuẩn độ

-Điểm tương đương; điểm kết thúc chuẩn độ -Chất chỉ thị

-Dụng cụ: Burét, pipét

-

20

-

- - - - - - - -

- - - - - - - - - - - - - - - - -

4. Phân loại phương pháp chuẩn độ - Phân loại dựa theo phản ứng chuẩn độ (dựa theo bản chất) + Chuẩn độ trung hòa: Phản ứng chuẩn độ là phản ứng trung hòa H+ + OH- = H2O

+ Chuẩn độ oxi hóa khử: Phản ứng chuẩn độ là phản ứng oxi hóa khử

aOxI + bKhII = a’KhI + b’OxII

3

+ Chuẩn độ kết tủa: Phản ứng chuẩn độ là phản ứng tạo kết tủa M + nX- = MXn AgNO3 + X- = AgX + NO- + Chuẩn độ tạo phức: Phản ứng chuẩn độ là phản ứng tạo phức

Mm+ + tXn- = [ MXt ]m-nt

Na2H2Y + Mm+ = MYm-4 +2Na+ +2H+

- Phân loại theo cách tiến hành

Chuẩn độ trực tiếp Chuẩn độ gián tiếp

+ Chuẩn độ thế + Chuẩn độ ngược

+ Chuẩn độ thế - ngược

5. Pha dung dịch tiêu chuẩn - Dung dịch tiêu chuẩn pha từ chất gốc

ĐN Chất gốc: Là hóa chất tinh khiết được sử dụng để pha dung dịch

tiêu chuẩn theo lượng cân

Yêu cầu của chất gốc: Tinh khiết; bền vững; có công thức hóa học xác định; có khối lượng mol phân tử (đương lượng gam) càng lớn càng tốt.

Biểu thức tính nồng độ:

a . 1000 a. 1000 CM = -------------- ; NA = ------------ MA . V (ml) DA. V (ml)

Trường hơp pha dung dịch nồng độ nhỏ mà chỉ có cân kĩ thuật thì

cần pha dung dịch tiêu chuẩn có nồng độ lớn hơn 10-2M (dd mẹ, dd tiêu chuẩn gốc) sau đó dùng dung dịch tiêu chuẩn mẹ để pha dung dịch tiêu chuẩn có nồng độ nhỏ hơn

- Pha dung dịch tiêu chuẩn từ chất không phải là chất gốc

Pha theo lượng gam hoặc thể tích tính toán, sau đó phải chuẩn độ lại

bằng dung dịch tiêu chuẩn khác. Trường hợp này nếu muốn có dung dịch tiêu chuẩn có nồng độ chính xác nào đó thì khi pha phải tính dư lượng hóa chất (khoảng 5-10%), hoặc giảm thể tích nước để được dung dịch đậm đặc hơn, sau đó pha loãng thành dung dịch có nồng độ loãng hơn theo yêu cầu

6. Đường chuẩn độ

ĐN: Đồ thị biểu diễn sự phụ thuộc của đại lượng vật

lí, hóa học có liên quan đến nồng độ các chất tham gia phản ứng chuẩn độ(đại lượng theo dõi) vào thể tích dung dịch tiêu chuẩn đã đưa vào hoặc % chuẩn độ.

Các loại đường chuẩn độ

- Đường chuẩn độ trung hòa: pH= f ( % chuẩn độ) - Đường chuẩn độ oxihóa khử: E= f ( % chuẩn độ) -Đường chuẩn độ kết tủa: pX= f (% chuẩn độ) pX = -lg (X - )

- Đường chuẩn độ tạo phức: pM= f (% chuẩn độ) pM = -lg (M n+ ) - Trị số pH, E, pX, pM…tại điểm tương đương được gọi là chỉ số chuẩn độ pT

II. Đường chuẩn độ trung hòa

Các loại đường chuẩn độ trung hòa

- Đường chuẩn độ axit mạnh bằng ba zơ mạnh (ngược lại) - Đường chuẩn độ axit yếu bằng ba zơ mạnh - Đường chuẩn độ ba zơ yếu bằng axit mạnh - Đường chuẩn độ đa axit bằng ba zơ mạnh - Đường chuẩn độ đa ba zơ bằng axit mạnh

Các biểu thức tính pH

(1) [H] = NA - [H+] + [OH-]

(2) [BOH] = NB + [H+] - [OH-]

NA - [H+] + [OH-] (3) [H+] = Ka ------------------------- NB + [H+] - [OH-]

NB + [H+] - [OH-] (4) [OH-] = Kb ------------------------- NA - [H+] + [OH-]

a

1. Đường chuẩn độ axit mạnh bằng ba zơ mạnh

Chuẩn độ V1 ml axít mạnh HA nồng độ N1 bằng dung dịch tiêu chuẩn ba zơ mạnh BOH nồng độ N2

HA + BOH = BA + H2O

BOH V2, N2

HA V1, N1 pH khi chưa chuẩn độ: biểu thức (1) → [H+] = NA → pH = - lg [H+] = - lg NA N1 V1 - N2 V2 N1 V1 - N 2V2 pH trước tương đương: [H+] = --------------------- → pH = - lg --------------------- V1 + V2 V1 + V2 pH tại điểm tương đương: pH = pOH = 7 pH sau điểm tương đương: Tính theo pOH N 2V2 – N1 V1 pOH = - lg [OH-] dư = - lg ------------------- → pH = 14 - pOH V1 + V2

ml NaOH

Nồng độ chất tính pH

Công thức pH

pH

%

0 0 pH = -lg 10 -1 1,00

50 10 pH = -lg 3,3.10 -2 1,48

90 18

pH = -lg 5.10 -3 2,30

99 19,8

pH = -lg 5.10 -4 3,30

99,9 19,98 pH = -lg 5.10 -5 4,30

100 20 7,00

pH = pOH = 7

100,1 20,02 9,70

pOH = -lg 5.10-5 = 4,3 pH = 14 -4,3 = 9,7

10,70

101 20,2

pOH = -lg 5.10-4 = 3,3 pH = 14 -3,3 = 10,7

110 22 [ H+] =10-1 10 -1 (20 -10) [ H+] = ----------------- = 3,3.10-2 20 + 10 10 -1 (20 -18) [ H+] = ----------------- = 5.10-3 20 + 18 10 -1 (20 -19,8) [ H+] = ----------------- = 5.10-4 20 + 19,8 10 -1 (20 -19,98) [ H+] = ----------------- = 5.10-5 20 + 19,98 pH = pOH =7 Dư NaOH 10 -1 (20,02 -20) [OH-] = -------------------- = 5.10-5 20,02 + 20 10 -1 (20, 2 -20) [OH-] = -------------------- = 5.10-4 20, 2 + 20 Tính tương tự: [OH-] = 5.10 -3 11,70

pH = 14 -2,3 = 11,7

Đường chuẩn độ: chuẩn độ 20ml HCl 0,1N bằng NaOH 0,1N

pH

10,7

9,7

Bước nhảy 2: e %≤0,1%

(1)

7,0

Bước Nhảy 1: e%≤ 1% (2)

4,3

Nhận xét về đường chuẩn độ - Điểm tương đương pH=7, pH lân cận thay đổi mạnh tạo bước nhẩy pH - Bước nhẩy phụ thuộc vào các yếu tố + Sai số cho phép: hai bước nhẩy ứng với sai số S≤ 1% → pH= 3,3 – 10,7 S≤ 0,1% → pH= 4,3 – 9,7 + Nồng độ dung dịch phân tích: nồng độ cao bước nhẩy dài, thấp bước nhẩy ngắn - Dạng đường chuẩn độ: đối xứng qua điểm trung hòa, 100%

3,3

99 99,9 100 100,1 101 %

Đường chuẩn độ ba zơ mạnh bằng axít mạnh

mlNaOH

Nồng độ chất tính pH

Công thức pH

pH

%

0 0 2,88 pH = 1/2pKa - 1/2 lgNA

[ CH3COOH] =10-1

NB pH=pKa + Lg -----

50 10,00 4,76

[ CH3COONa]: [ CH3COOH] =1:1 NA pH = pKa = 4,75 90 18,00 5,72

pH=4,76 + lg (90/10) 99 19,80 6,76 [ CH3COONa]: [ CH3COOH] =90:10

pH=4,76 + lg (99/1) 99,9 19,98 7,80 [ CH3COONa]: [ CH3COOH] =99:1

pH=4,76 + lg (999/1) 100 20,00 8,73

[ CH3COONa]: [ CH3COOH] =99,9:0,1

NA VB pH=7+1/2pKa+1/2lg ----------- 100,1 20,02

VA + VB 9,7 Dung dịch muối thủy phân CH3COONa Dư NaOH, pH tính theo NaOH dư

101 20,20 10,7

pH = 14 –pOH = 14 -4,3 =9,7

0,02 .0,1 pOH = -lg ------------= -lg5.10-5 =4,3 20+20,02 110 22,00 11,7

Tính tương tự

2. Đường chuẩn độ axít yếu bằng ba zơ mạnh HA (axít yếu) + BOH (ba zơ mạnh) = BA + H2O Hằng số axit Ka( 10-4 – 10-10 ) Nồng độ NA, NB

Các công thức tính pH trong quá trình chuẩn độ

- pH khi chưa chuẩn độ: NA - [H+] + [OH-] [H+] = Ka ------------------------- Bỏ qua các đại lượng nhỏ NB + [H+] - [OH-]

Được biểu thức gần đúng (1) [H+]2 + Ka [H+] - Ka NA = 0 Khi: Ka [H+] ≤ 5% . Ka NA hay: pH ≥ 1,3 -lgNA thì có thể bỏ qua Ka [H+] bên cạnh Ka NA (Điều kiện để vận dụng biểu thức trên: Nồng độ axit không quá thấp, axit không quá yếu) Biểu thức gần đúng (2): [H+]2 = Ka NA → [H+] =( Ka.NA )1/2 → pH=1/2pKa – 1/2lgNA

- pH trước điểm tương đương NA - [H+] + [OH-] NA [H+] = Ka ------------------------- Gần đúng [H+] = Ka --------

NB + [H+] - [OH-] NB

(Tỷ số NA / NB chính là % chuẩn độ)

- Tại điểm tương đương: dung dịch tồn tại muối thủy phân BA cho

môi trường kiềm.

NB + [H+] - [OH-] [OH-] = Kb ------------------------- → Bỏ qua các đại lượng nhỏ → NA - [H+] + [OH-]

[OH-] = (Kb.NB)1/2 [OH-]2 = Kb.NB

pH = 7+ ½ pKa + ½ lg( NA VA / ( VA + VB) )

- Sau điểm tương đương pH tính theo BOH dư Tính giá trị pH thông qua pOH ( pOH tính theo lượng OH- dư)

Ví dụ: Xây dựng đường chuẩn độ 20 ml CH3COOH 0,1N bằng NaOH 0,1N

Đường chuẩn độ 20 ml CH3COOH 0,1N bằng

NaOH 0,1N; pKa =4,76. Đường

NaOH

pH

Đường chuẩn độ CH2ClCOOH: pKa=2,8 Đường chuẩn độ H3BO3: pKa=9,2

10,7

9,7

NHẬN XÉT - Đường bất đối Xứng: pH trước t đương thay đổi chậm - Bước nhẩy ngắn Bước nhảy phụ thuộc: *Nồng độ dung dịch phân tích *Sai số cho phép *Ka

e%≤ 1%

e%≤ 0,1%

8,7 7,7 6,7

4,7

CH3COOH

50 99 99,9 100 100,1 101 %

3. Đường chuẩn độ ba zơ yếu bằng axit mạnh

HA mạnh + BOH yếu = BA muối thủy phân + H2O

Hằng số ba zơ: Kb(10-4 -10-10 ) Tính pH trong quá trình chuẩn độ - Khi chưa chuẩn độ: NB + [H+] - [OH-] [OH-] = Kb ------------------------- NA - [H+] + [OH-]

Bỏ qua các đại lượng nhỏ: [OH-] 2 = Kb NB - Kb[OH-] Khi: Kb[OH-] < 5%Kb NB → Ta có biểu thức gần đúng pOH = 1/2pKb - 1/2 lgNB → pH = 14- pOH = 14 – 1/2pKb + 1/2lgNB

- Khi chuẩn trước điểm tương đương

NB

[OH-] = Kb -------

NA (Biểu thức gần đúng khi bỏ qua các đại lượng nhỏ khi NB đủ lớn) NA pH = 14 - pKb - lg ------- (NA / NB tương ứng % chuẩn độ) NB - Tại điểm tương đương:

Muối BA thủy phân tạo môi trường axit

1 1 NB VB pH = 7 - ----- pKb - ----- lg ---------- 2 2 VA + VB - Sau điểm tương đương, dư axit mạnh, pH tính theo axit dư

pH = - lg [H+] dư

Ml HCl

Nồng độ chất tính pH

Công thức pH

pH

%

0 0 11,13 pH = 14- 1/2pKb + 1/2lgNB [ NH4OH] =10-1

NA pH=14 - pKb - lg -----

50 10 [ NH4OH]: [ NH4Cl] =1:1 9,26

NB pH = 14 – 4,76 – lg 1 = 90 18 [ NH4OH]: [ NH4Cl] =10:90 8,31

pH = 14 – 4,76 – lg 1/9 = 99 19,8 [ NH4OH]: [ NH4Cl] =1:99 7,26

pH = 14 – 4,76 – lg 1/99 = 99,9 19,98 [ NH4OH]: [ NH4Cl] =1:999 6,22

pH = 14 – 4,76 – lg 1/999 = 100 20 5,28

[ NH4Cl] =(20 . 0,1) / (20 +20) =5.10-2 (Dung dịch muối thủy phân) pH = 7 – 1/2 pKb - 1/2 lg 5.10-2

100,1 20,02 Dư HCl, pH tính theo HCl dư

0,02 .0,1 4,31

101 20,2 3,32 pH = -lg 5.10-5 = 4,3

[ HCl]dư = ------------- = 5.10-5 20+20,02 Tính tương tự [ HCl]dư = 5.10-4 110 22 2,38

[ HCl]dư=5.10-3

pH = -lg 5.10-4 = 3,3

pH = -lg 5.10-3 = 2,3

Chuẩn độ 20 ml NH4OH 0,1 N bằng HCl 0,1N, pKb = 4,76. Đường

Chuẩn độ dietyllamin 0,1 N bằng HCl 0,1N, pKb = 3,02. Đường

Chuẩn độ anilin 0,1 N bằng HCl 0,1N, pKb = 9,4. Đường

Đường chuẩn độ

pH 9,3 7,3

5,3

Bước nhảy S≤1%

3,3

Nhận xét - Đường bất đối xứng - Bước nhẩy ngắn - Bước nhảy phụ thuộc: + Nồng độ chất phân tích + Sai số cho phép + Hằng số ba zơ

50 99 100 101 %

4. Đường chuẩn độ hỗn hợp nhiều axit, đa axit

Đường chuẩn độ hỗn hợp nhiều axit

HA1 có hằng số axit Ka1 HA2 có hằng số axit Ka2 HA3 có hằng số axit Ka3

Nếu các hằng số Ka khác nhau trên10000 lần có thể chuẩn độ riêng từng axit; Nếu sai khác dưới 10000 lần, các bước nhẩy sẽ trùng nhau, chỉ chuẩn độ được tổng số hỗn hợp các axit.

Đường chuẩn độ đa axit

Tương tự hỗn hợp axit cùng số mol phân tử Xác định điểm tương đương

H3A = H+ + H2 A – Ka1 → pH tương đương 1 = ½ pKa1 + ½ pKa2 H 2A- = H+ + H A2- Ka2 → pH tương đương 2 = ½ pKa2 + ½ pKa3

HA 2 - = H+ + A3- K a3 → pH tính theo muối thủy phân

Đường chuẩn độ hỗn hợp nhiều axit, đa axit

Đường chuẩn độ HA1, HA2 bằng NaOH

Đường c. độ HnA bằng BOH Đ (H3PO4 bằng NaOH) Đ Ka1; Ka2 ư Nấc 1 ờ Nấc 2 n Tương đ nấc 2 g

HA1→ Ka1 HA2→Ka2 Ka1 >Ka2

Tương đ nấc 1

Tương đ.1 tương đ.2

100 200

III. Đường chuẩn độ oxihóa khử

a OX1 + b Kh2 = á Kh1 + b´OX2

[OX1]

OX1 + m e = Kh1 → E1 = Eo1 + ( 0,059/ me) lg--------- (1)

[Kh1] [OX2]

OX2 + n e = Kh2 → E2 = Eo2 + ( 0,059/ne) lg -------- (2)

[Kh2] Đường chuẩn độ oxihóa khử là đường E phụ thuộc % hoặc Vtc đã chuẩn độ

BIỂU THỨC Tính thế E trong quá trình chuẩn độ

OX1 N 1V1

- E khi chưa chuẩn độ: Biểu thức tính (2) - E trước điểm tương đương: Biểu thức tính (2) m Eo1 + n Eo2 - E tại điểm tương đương: E = -------------------- m + n - E sau điểm tương đương: Biểu thức tính (1)

Kh2 N 2V2

Xét một số trường hợp sau * a=á, b=b´ ; m=n * a=á, b=b´ ; m ≠ n

Trường hợp: a = á; b = b´ ; m = n Đường chuẩn độ 20 ml Fe 2+ 0,1 N bằng dung dịch Ce 4+ 0,1N

Fe 2+ + Ce 4+ = Fe 3+ + Ce 3+ Eo Fe3+ /Fe2+ = 0,77 vol (Eo1) Eo Ce4+ /Ce3+ = 1,44 vol (Eo2)

%

Dung d tính E

Công thức tính E

E

ml Ce 4+

0

0

0,53

E = Eo1+ 0,059/1 lg [Fe3+ ] / [Fe2+ ]

[Fe 3+ ] / [Fe 2+ ] =1/10000

50

10

0,77

E =Eo1 = 0,77

[Fe 3+ ] / [Fe 2+ ] =50/50

99

19,8

0,89

E =Eo1 + 0,059/1 lg 99/1

[Fe 3+ ] / [Fe 2+ ] =99/1

100

20

1,10

E = 1/2( 0,77 + 1,44) = 1,10

E =1/2 ( Eo1 + Eo2)

101

20,2

1,32

[Ce 4+ ] / [Ce 3+ ] =1/100

E = Eo2+ 0,059/1 lg [Ce4+ ] / [Ce3+ ] E = 1,44 + 0,059 lg 1/100 = 1,32

Trường hợp: a = á; b = b´ ; m ≠ n (Sử dụng các biểu thức tính thế E như trên)

Ví dụ: Xây dựng đường chuẩn độ 20 ml Fe2+ 0,1N bằng dung dịch KMnO4 0,1N. Eo Fe3+/Fe2+ = 0,77 v (Eo1); Eo MnO4- /Mn2+ = 1,51 v (Eo2)

%

Dung d tính E

Công thức tính E

E

Ml Ce 4+

0

0

0,53

E = Eo1+ 0,059/1 lg [Fe3+ ] / [Fe2+ ]

[Fe 3+ ] / [Fe 2+ ] =1/10000

50

10

0,77

E =Eo1 = 0,77

[Fe 3+ ] / [Fe 2+ ] =50/50

99

19,8

0,89

E =Eo1 + 0,059/1 lg 99/1

[Fe 3+ ] / [Fe 2+ ] =99/1

100

20

1,39

E = 1/2( 0,77 + 5.1,51) = 1,39

E =1/6 ( Eo1 +5 Eo2)

100,1

20,02

1,48

- ] / [Mn 2+ ]

- ] / [Mn 2+ ] =1/1000

[MnO4

101

20,2

1,49

E = Eo2+ 0,059/5 lg [MnO4 E = 1,51 + 0,059/ 5 lg 1/1000 = 1,48 E = 1,51 + 0,059/ 5 lg 1/100 = 1,49

- ] / [Mn 2+ ] =1/100

[MnO4

110

22

1,50

E = 1,51 + 0,059/ 5 lg 1/10 = 1,50

- ] / [Mn 2+ ] =1/10

[MnO4

- và Fe2+ bằng Ce4+

Đường chuẩn độ Fe 2+ bằng MnO4

-

Đường đỏ (2) chuẩn bằng MnO4 Đường đen (1) bằng Ce4+ E

(2)

1,49

(1)

 Nhận xét - Đường (1) đối xứng - Đường (2) bất đối xứng - Bước nhẩy phụ thuộc: Nồng độ, sai số cho phép và độ chênh lệch thế giữa 2 cặp - /Mn2+ = 1,51 v

1,39 1,32

/ Fe2+ = 0,77 v

1,1

E0 MnO4 E0 Fe3+ E0 Ce4+ / Ce3+ = 1,44 v

0,89

99 100 101 %

IV. ĐƯỜNG CHUẨN ĐỘ KẾT TỦA Phản ứng kết tủa

xMm+ + m Xx- = MxXm ↓, Tích số tan TMmXx = [M m+ ]x [X x- ]m (nồng độ được biểu diễn theo mol ion/l)

Phương pháp bạc

Ag+ + X- = AgX ↓ Tích số tan TAgX = [Ag+ ] [X- ] X là Cl-; Br-; I-; SCN- …(phương pháp bạc nồng độ M ≡ N) Đường chuẩn độ:

pX = - lg [X- ] hoặc pAg = -l g [Ag+ ] - lg T AgX = -lg [Ag+ ] - lg [X- ] → pTAgX = pAg + pX

Đường chuẩn độ là đường: pX (pAg) phụ thuộc vào % (V) chuẩn độ Xây dựng đường chuẩn độ:

- Khi chưa chuẩn độ: pX = - lg [X- ]

NxVx – N Ag+VAg+ Trước điểm tương đương: pX= - lg --------------------------- Vx + VAg+ - Tại điểm tương đương: pX = pAg = ½ pTAgX - Sau điểm tương đương:

N Ag+V Ag+ - NxVx pX = pTAgX + lg -------------------------- VAg+ + Vx

Đường chuẩn độ 20ml NaCl 0,1 M bằng dung dịch AgNO3 0,1M TAgCl = 1,78 10-10 ; pTAgCl = 9,75

ml Ag+

[Cl- ]

%

pCl

Công thức tính pCl

0

0

1,00

-lg 10-1 = 1,00

50

10

1,48

-lg3,3.10-2= 1,48

99

19,8

3,30

-lg5.10-4= 3,30

100

20

4,87

4,87

101

20,2

6,45

6,45

110

22

7,43

7,43

[Cl- ] = 10-1 10-1(20 – 10) [Cl- ]=------------------ = 3,3 . 10-2 20 + 10 10-1(20 – 19,8) [Cl- ]=-------------------- = 5 . 10-4 20 + 19,8 pCl = 1/2pTAgCl = 1/2.9,5 = 4,87 10-1(20,2 – 20) pCl = 9,75 + lg---------------- = 6,45 20,2 + 20 10-1(22 – 20) pCl = 9,75 + lg---------------- = 7,43 22 + 20

Đường chuẩn độ NaCl bằng AgNO3. pTAgCl = 9, 75 Đường chuẩn độ NaBr bằng AgNO3. pTAgBr = 12,28

Đường chuẩn độ

pCl pBr 8,8

6,4

 Nhận xét - ĐƯỜNG ĐỐI XỨNG - BƯỚC NHẨY PHỤ THUỘC: + Nồng độ chất phân tích + Phụ thuộc vào sai số + Phụ thuộc vào tích số tan TAgX

Chuẩn độ Cl- Bằng Ag+ (Đường đỏ) pTAgCL =9,75 Bước nhảy S≤ 1% pCl=3,30 - 6,45

5,5

Ag+

4,8

Chuẩn độ Br- Bằng Ag+ Đường xanh

3,3

pTAgBr =12,28 Bước nhảy S≤ 1% pBr=3,3 - 8,8

X-

99 100 101 %

V. CHUẨN ĐỘ TẠO PHỨC Phản ứng tạo phức

M + n L = MLn

Thường sử dụng các phản ứng có hệ số n=1

M + L = ML

Hằng số bền của phức Kb:

[ML] Kb = ------------- [M ] [ L] (Nồng độ sử dụng trong các biểu thức nhiệt động đều tính bằng mol/l hoặc mol ion/l)

Đại lượng cần xác định để xây dựng đường chuẩn độ

pM = - lg [M ]

Tính pM tại các thời điểm

Do trong phân tích sử dụng nồng độ Đlg. Trong khi đó các

biểu thức trên nồng độ biểu diễn theo mol/l. Mặt khác phương pháp complexon quy ước đương lương gam của kim loại bằng khối lượng mol /2 . Vì vậy nồng độ N quy đổi ra nồng độ M là CM = CN / 2

- pM Khi chưa chuẩn độ: pM = -lg [NM/2 ] . Ở đây ( [N ] là nồng độ đương lương của ion kim loại ban đầu)*

- pM Trước điểm tương đương: VM .NM – VL .NL V M.NM – VL .NL [M ] = 1/2 ---------------------- pM = - lg 1/2 ---------------------- VM + VL V M + VL

- pM Tại điểm tương đương

Sử dụng biểu thức gần đúng (khi phức chất bền, [M ] dư không đáng kể) VM.NM

pM = 1/2lgKb - 1/2lg --------------- 2(VM + VL) Với phức chất có độ bền lớn như EDTA thì công thức trên trở thành

pM = 1/2 lgKb

- pM Sau điểm tương đương VM.NM

pM = lg Kb – lg ------------------- VL.NL – VM.NM

Đường chuẩn độ tạo phức M + EDTA = MEDTA

Đường chuẩn độ

 Nhận xét - Đường đối xứng qua

điểm tđ

pM

20

(1)

15

(2)

7,5

- Bước nhẩy phụ thuộc: *Nồng độ dd phân tích *Sai số cho phép *Hằng số bền của phức chất

(3)

5,0

2,5

Đường: (1) Kb = 1015 (2) Kb = 1010 (3) Kb = 10 5

Bước nhẩy 1; Bước nhẩy 2; Bước nhẩy 3

Nhận xét về đường chuẩn độ (1) Hai dạng về đường chuẩn độ: dạng đối xứng, dạng bất đối

xứng.

(2) Bước nhẩy của đường chuẩn độ: Dừng chuẩn độ trong

khoảng bước nhẩy sẽ phạm sai số tương ứng( tối đa =1% nếu s=1% ,hoặc 0,1%...)

(3) Độ dài của bước nhẩy phụ thuộc các yếu tố:

- Nồng độ các chất tham gia phản ứng:Nồng độ cao,

bước nhẩy dài.

- Sai số cho phép: sai số lớn bước nhẩy dài, nhỏ bước

nhẩy ngắn.

- Hằng số cân bằng của phản ứng chuẩn độ (thông qua các hằng số Ka , Kb, E, pT, pM). Hằng số càng lớn bước nhảy càng dài.

- Khi chuẩn độ hỗn hợp nhiều chất, đường chuẩn độ có

nhiều bước nhẩy. Bước nhẩy trước là của chất hoạt động mạnh hơn( h.số cân bằng của pư chuẩn độ lớn). Các bước nhảy chỉ tách rõ ràng khi hằng số cân bằng của pư chuẩn độ hơn kém nhau 104 lần với s = 0,1% (103lần vơi s = 1%)

Ý nghĩa và ứng dụng của đường chuẩn độ - Khảo sát sự biến thiên đại lượng theo dõi

trong quá trình chuẩn độ

- Xác định bước nhẩy của đường chuẩn độ - Chọn chỉ thị thích hợp: chỉ thị có khoảng

đổi mầu nằm trong bước nhẩy của đường chuẩn độ

- Đánh giá sơ bộ sai số của phép chuẩn độ - Chọn cách bố trí thí nghiệm để chuẩn độ

đạt độ chính xác cao

- Chọn nồng độ thích hợp của các dung dịch tham gia phản ứng, thường dùng nồng độ xấp xỉ 0,10N. Nếu nồng độ quá loãng - bước nhảy ngắn, nồng độ đặc bước nhảy dài nhưng sai số giọt dư sẽ lớn.

Ể

Ị

Ỉ

VI. CH  TH  TRONG PHÂN TÍCH TH  TÍCH

Chỉ thị là chất (hoặc dụng cụ) có thể thay đổi tính chất của mình

mt bazo

mt axit

phenolphtalein

Metyl da cam

quì

tại điểm tương đương để báo hiệu sự dừng chuẩn độ 1.Loại chỉ thị: Chỉ thị là chất mầu có sự thay đổi mầu ở điểm tương đương hoặc lân cận được gọi là - Chất chỉ thị mầu.Trong PT TT thường dùng loại chỉ thị này. Chỉ thị là dụng cụ đo độ dẫn, đo điện thế để xác định điểm TĐ Dựa vào phản ứng của chỉ thị mầu: chia 4 nhóm - Chỉ thị axit bazơ: là chất mầu hcơ có tính axit yếu hoặc bazơ yếu. Sự chuyển màu từ dạng axit sang dạng bazơ (hoặc ngược lại) phụ thuộc vào pH môi trường. - Chỉ thị oxihóa khử: là chất mầu có tính oxi hoá khử sự chuyển mầu từ dạng oxi hóa sang dạng khử (hoặc ngược lại) phụ thuộc thế E của dung dịch. - Chỉ thị kết tủa: là chất có thể tạo kết tủa mầu với chất tham gia pư chuẩn độ. - Chỉ thị tạo phức: là chất có thể tạo phức mầu với Chất tham gia phản ứng chuẩn độ. Chỉ thị tự do phải

khác mầu phức của chỉ thị với chất tham gia pư chđ

Sự đổi mầu của mỗi chỉ thị đều phụ thuộc nồng độ chất tham gia pư chđộ, có

nghĩa là phụ thuộc trị số của các giá trị đo:pH, E, pX, pM…

ox/ k+ ------- lg ---------- → Khoảng E đổi mầu = E o

ox/k ± 0,059 / n

Indox / Indkh được gọi là chỉ số chỉ thị của chỉ thị oxi hóa khử

2. Sự đổi mầu của chỉ thị Chỉ thị một mầu: cần nồng độ dạng có mầu 10-6 mol/l để thấy sự đổi mầu Chỉ thị hai mầu: cần tỉ lệ nồng độ hai dạng mầu 1/10 để thấy mầu 1 dạng - Chỉ thị axít ba zơ : HInd Ind - + H+ [ Ind -].[ H+] [ HInd] Ka HInd=---------------- - pH = pKa – lg --------- [ HInd ] [ Ind- ] → Khoảng pH đổi mầu = pKa HInd ± 1 Hằng số pKaHInd được gọi là chỉ số chỉ thị của chỉ thị axit ba zơ - Chỉ thị oxi hóa khử Indox + ne = Indkh 0,059 [ Indox ] E=Eo n [ Indkh ] Eo - Chỉ thị tạo phức Phản ứng tạo phức mầu: M + a Ind = M Ind)a Kb = [M(lnd)a]/[M].[lnd]a pM =lgKb-lg[M(Ind)a] /[Ind]a.Khi thấy mầu của phức, tỷ lệ [M(Ind)a]/[Ind]=10 pM =lgKb - 1 .Khi thấy mầu chỉ thị, tỷ lệ [Ind]/[M(Ind)a] =10 → pM = lg Kb + a

Giá trị lgKb được gọi là chỉ số chỉ thị của chỉ thị tạo phức

- Chỉ thị kết tủa

Tại TĐ xuất hiện kết tủa có mầu đặc trưng của chỉ thị với chất tham gia

phản ứng chuẩn độ

Nguyên tắc chọn chỉ thị

-Nguyên tắc chọn: Chọn chỉ thị có khoảng đổi mầu chứa bước nhẩy của đường chuẩn độ ( Chỉ thị nằm trọn hoặc nằm một phần trong bước nhẩy) -Ngoài ra còn cần lưu ý một số ưu tiên sau:

ưu tiên tự chỉ thị ưu tiên chỉ thị có mầu tương phản Nồng độ chỉ thị không quá nhỏ, không quá lớn

VII. CÁC PHÉP CHUẨN ĐỘ THƯỜNG DÙNG Chuẩn độ trung hòa

Chuẩn độ axit: dung dịch tiêu chuẩn là các dung dịch axit mạnh để

chuẩn các chất có tính ba zơ.Các axit mạnh thường không phải là chất gốc nên khi pha cần chuẩn độ lại bằng dung dịch tiêu chuẩn gốc KHCO3,Na2CO3,Na2B4O7

Chuẩn độ kiềm: dung dịch tiêu chuẩn là các dung dịch kiềm mạnh để chuẩn các chất có tính axit. Cần chuẩn độ các dung dịch kiềm mạnh tiêu chuẩn bằng dung dịch chất gốc H2C2O4

Chỉ thị Tên chỉ thị

pKa

Khoảng đổi mầu

Mầu dạng axit

Mầu dạng ba zơ

Metyl da cam

3,46

3,1 – 4,5

Đỏ

Metyl đỏ

5,0

4,2 – 6,2

Đỏ

Da cam Vàng

Phenolphtalein

9,0

8 - 10

Không mầu

đỏ

2.Chuẩn độ oxi hóa khử - Chuẩn độ oxi hóa: dung dịch tiêu chuẩn là dung dịch chất oxi hóa, dùng để chuẩn các dd có tính khử. - Chuẩn độ khử: dung dịch tiêu chuẩn là dung dịch chất khử, dùng để chuẩn các dd có tính oxi hóa. - Chỉ thị + Tự chỉ thị + Chỉ thị tạo hợp chất mầu (không liên quan đến thế oxi hóa khử) + Chỉ thị là chất oxi hóa khử

Ví dụ: Diphenylamin, Eo = 0,76; chỉ thị trao đổi 2 eletron;

mầu dạng oxi hóa có mầu tím, mầu dạng khử không mầu. Eđổi mầu = 0,76 ± 0,059/2

Eđổi mầu = 0,76 ± 0,059/2

0,73 0,79 v

Chuẩn độ oxi hóa khử thường dùng Chuẩn độ pemanganat MnO4

-: dd tiêu chuẩn KMnO4, Môi trường axit (pH ~ 0)

- + 5e + 8 H+ = Mn2+ + 4H2O MnO4 MnO4 -/ Mn2+ = 1,51v ; Đ = 1/5 M Eo

Cl2/ 2Cl-=1,36v nhỏ hơn Eo

MnO4-/ Mn2+

Môi trường axit : H2SO4 . Tự chỉ thị bằng mầu tím của KMnO4 Không chuẩn độ trong môi trường Cl- vì Eo Áp dụng cho chuẩn độ: trực tiếp, thế, ngược. KMnO4 không phải là chất gốc. Dung dịch pemanganat không bền Chuẩn độ bicromat: dung dịch tiêu chuẩn là K2Cr2O7, Môi trường axit (pH ~ 0)

Cr2O7

2-

2- + 6e + 14 H+ = 2Cr3+ + 7 H2O / 2Cr2+ = 1,33 v; Đ = 1/6 M Eo

Cr2O7

2-

2+

- ~ Eo

Cl2 /2Cl

Cr2O7

/Cr

I2/ 2I

2-

2-

- = 0,54 v ; ĐI2 = M / 2 2- = 0,09 v ; ĐNa2S2O = M. Dung dịch S2O3

khi

/2S2O3

S4O6

2- + 2H+=S +SO2 +H2O), cần để trong buret

Môi trường axit: H2SO4 Chỉ thị (diphenylamim) Khi dùng chỉ thị diphrnylamim cần thêm H3PO4 để hạ thế kéo dài bước nhảy cho chỉ thị đổi mầu trong b/n. Có thể chuẩn độ trong môi trường có ion Cl- vì Eo K2Cr2O7 là chất gốc, dung dịch Cr2O7 2- bền Chuẩn độ iod - thiosunphat Phản ứng chuản độ: I2 + Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6, I2 + 2e = 2I- (pH = 0- 8) ; Eo 2- - 2 e = S4O6 2- ; E o S2O3 có vết axit không bền ( S2O3 Áp dụng chuẩn độ cả chất oxi hóa và chất khử Chỉ thị hồ tinh bột, phức chất hồ tinh bột-iot phải thuận nghịch(cách cho CT), Có thể xảy ra: 4I- +2O2+2H2O= 2 I2 +2H2O làm xuất hiện lại màu xanh của phức.

Iot dễ bay hơi nên không chuẩn độ nóng

Chuẩn độ kết tủa: PHƯƠNG PHÁP CHUÂN ĐỘ BẠC

2- chuyển màu

2- nồng độ10-2M. Môi trường pH = 6,5 – 10

3-….

Ag+ + X- = AgX ↓ X- : Cl-; Br-; I-; CSN- Phương pháp Mo (Mohr): Sử dụng dd tiêu chuẩn AgNO3 để chuẩn độ Cl- , Br- Phản ứng chuẩn độ : Ag+ + Cl- = AgCl ↓ (mầu trắng) Hết Cl-, dưmột giọt Ag+: Ag+ + CrO4 2- = Ag2CrO4 ↓ ( đỏ nâu) Không áp dụng cho ion I-; SCN- vì AgI , AgSCN hấp phụ CrO4 không rõ. Chỉ thị CrO4 Các ion nhiẽu: CO3

2-; PO4

3- không gây ảnh hưởng;

Phương pháp Fonha (Volhard) Cho dư chính xác dd tiêu chuẩn AgNO3 vào dung dịch phân tích, sau đó chuẩn độ AgNO3 dư bằng dung dịch tiêu chuẩn SCN- với chỉ thị Fe3+. Ag+(cho dư) + Cl- = AgCl ↓ (mầu trắng) Phản ứng chuẩn độ Ag+(còn dư) + SCN- = AgSCN ↓ (mầu trắng) Tại tương đương SCN - + Fe3+ = FeSCN 2+ (mầu đỏ) Môi trường axit (pH=1-2) các ion CO3 2-; PO4 Các chất AgNO3 , KSCN không phải là chất gốc vì vậy khi pha dung dịch tiêu chuẩn AgNO3, KSCN phải dùng dung dịch tiêu chuẩn gốc NaCl để xác định chính xác nồng độ. Quy ước đương lượng gam ĐAgNO3=MAgNO3 ; các chất khác tính theo Ag+

Chuẩn độ complexon

Phương pháp complexon sử dụng các complexon làm dd

tiêu chuẩn để chuẩn độ ion kim loại. Các coplexon thường dùng:

Etylendiamintetraaextic axít ( EDTA; complexon II) Dinatri Etylendiamintetraaextat (complexon III; TrilonB) HOOC – CH2 CH2 – COOH N – CH2 – CH2 – N HOOC – CH2 EDTA CH2 – COOH Kí hiệu là H4Y

NaOOC – CH2 CH2 – COONa N – CH2 – CH2 – N HOOC – CH2 TrilonB CH2 – COOH Kí hiệu Na2H2Y Phản ứng chuẩn độ: Na2H2Y + M m+ = MYm-4 + 2Na+ +2H+ Phản ứng chuẩn độ Mm+ bằng dung dịch tiêu chuẩn complexon phụ thuộc chặt chẽ vào pH của môi trường. Ví dụ Fe3+,Cr3+,Th4+ở pH=1-2 Zn2+, Pb2+, Cu2+, Co2+ ,Ni2+ , Fe2+,Al3+ ở pH trên 4 còn các ion Ca2+, Ba2+ ,Mg2+ ,Sr2+ tạo phức bền ở pH lớn hơn 10. Quy ước đương lượng gam ĐtrilonB = MtrilonB /2 ; nên ĐMm+=MMm+ /2 Tinh thể complexonIII (Na2H2Y.2H2O) là chất gốc.

Chỉ thị trong phương pháp complexon Chỉ thị complexon là chỉ thị kim loại, khi tạo phức với ion kim loại cho mầu đặc trưng khác với mầu ở dạng tự do (không tạo phức). Đa số chỉ thị kim loại lại là chỉ thị axit ba zơ. Vì vậy mỗi chỉ thị kim loại chỉ sử dụng trong khoảng pH xác định. Cơ chế đổi mầu của chỉ thị:

M + a Ind = M (Ind)a mầu Ind khác mầu của M (Ind)a Tại điểm tương đương,dung dịch tiêu chuẩnH2Y2- tác dụng với phức mầu M(lnd)a : Na2H2Y + M (Ind)a = MYm-4 + a Ind +2Na+ +2H+

Ví dụ: Chỉ thị EriocrođenT (H3E ).Thường tồn tại ở dạng H2E-

H2E - H+ + HE 2- H+ + E 3- đỏ pH = 6,3 xanh pH = 11,5 vàng da cam

Khi tạo phức với ion kim loại M-E có mầu đỏ nho (đỏ rượu vang), cần chọn chỉ thị tự do ở dạng có mầu tương phản với mầu đỏ của phức ME, vì vậy pH sử dụng chỉ thị từ 7 đến 11. Sự đổi mầu của chỉ thị từ đỏ nho sang xanh dương.

Ứng dụng chuẩn độ complexon

Chuẩn độ trực tiếp: Xác định độ cứng của nước. Xác định một ionkim loại trong hỗn hợp nhiều ion kim loại (chuẩn độ phân đoạn)

Chuẩn độ ngược: Cho dư complexonIII tiêu chuẩn,sau đó chuẩn độ lượng dư complexonIII bằng dung dịch tiêu chuẩn MgSO4

Chuẩn độ thế: Vì phức chất Mg-Y2- kém bền hơn các phức chất của các ion kim loại khác với H2Y2-. Người ta cho dung dịch phức Mg-Y2- vào dung dịch phân tích, sau đó chuẩn độ lượng Mg2+ giải phóng ra bằng dung dịch tiêu chuẩn H2Y2-

Ưu nhược điểm của phân tích thể tích

Ưu điểm

- Đơn giản - Độ chính xác cao, có thể tới 0,1% - Áp dụng rộng rãi trong phân tích - Tốc độ cao hơn phương pháp khối lượng - Có thể tự động hóa nếu sử dụng chỉ thị là dụng cụ đo

NHƯỢC ĐIỂM

- Độ chính xác hạn chế so với phương pháp khối lượng