Bài giảng Hóa Phân Tích Chương 3: Nguyễn Thị Hiển (Chi Tiết)

BÀI GIẢNG HÓA PHÂN TÍCH

Giảng viên: Nguyễn Thị Hiển Bộ môn Hóa học – khoa Môi trường

CHƯƠNG III. PHÂN TÍCH THỂ TÍCH

Nội dung:

I. Những khái niệm cơ bản

II. Yêu cầu của phản ứng chuẩn độ

III. Phương pháp chuẩn độ

IV. Cách pha dung dịch tiêu chuẩn

V. Cách tính kết quả phân tích

VI. Đường chuẩn độ

VII. Chỉ thị

VIII. Các phép chuẩn độ thường dùng

I. NHỮNG KHÁI NIỆM CƠ BẢN

- Phản ứng chuẩn độ: Là phản ứng hóa học xảy ra trong suốt quá trình chuẩn độ. - Dung dịch tiêu chuẩn: là dd thuốc thử có nồng độ chính xác đã biết - Dung dịch phân tích: Là dd chứa chất cần phân tích - Qúa trình chuẩn độ: là quá trình đưa từ từ dd tiêu chuẩn từ buret vào dd phân tích. - Điểm tương đương: là điểm mà tại đó dd tiêu chuẩn phản ứng vừa đủ với dd phân tích. - Điểm kết thúc chuẩn độ: là điểm rất gần hoặc trùng với điểm tương đương mà tại đó chất chỉ thị thay đổi rõ rệt. - Chất chỉ thị: là hóa chất hoặc công cụ đo, nó thay đổi tính chất của mình như màu sắc hoặc tín hiệu đo tại điểm tương đương.

I. NHỮNG KHÁI NIỆM CƠ BẢN

- Tuy nhiên các chất chỉ thị thường không đổi màu tại đúng điểm tương đương nên điểm kết thúc chuẩn độ và điểm tương đương thường không trùng nhau, dẫn đến sai số phân tích, gọi là sai số chỉ thị. - Sai số chỉ thị e% được tính như sau:

.100

e% =

(Vkt Vtd) Vtd

Vtd: thể tích dd tiêu chuẩn cần để đạt điểm tương đương Vkt: thể tích dd tiêu chuẩn đã dùng khi kết thúc chuẩn độ Tỉ số : (Vkt/Vtd).100 gọi là phần trăm chuẩn độ (% chuẩn độ). Sai số chỉ thị là: e% = % chuẩn độ -100

-Dụng cụ: Burét, pipét

-

20 -

- - - - - - - -

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

II. YÊU CẦU CỦA PHẢN ỨNG CHUẨN ĐỘ

1. Phản ứng phải hoàn toàn

2. Phản ứng phải cho một loại sản phẩm duy nhất

3. Phản ứng phải chọn lọc để tránh ảnh hưởng của các

ion nhiễu

4. Tốc độ phản ứng phải đủ lớn để tức thời đạt cân bằng

5. Phải có chỉ thị để xác định điểm tương đương.

106.

1. Phản ứng phải hoàn toàn Ví dụ: với phản ứng chuẩn độ: A + B (cid:0) A’ + B’ Kcb hằng số cân bằng Kcb của nó được xác định bằng biểu thức: K = [A’].[B’]/([A].[B]) Theo pt chuẩn độ, nồng độ toàn phần của các chất A và B là: CA = [A] + [A’] CB = [B] + [B’] Nếu sai số cho phép là 0,1 % thì: [A] = (0,1/100).CA và [A’] = (99,9/100).CA Như vậy [A’] = [A].999 Tương tự: [B] = (0,1/100). CB Tức là [B’] = [B].999 Như vậy: K = 999. 999 (cid:0) 106. Vậy phản ứng chuẩn độ phải có hằng số cân bằng (cid:0)

Nếu pucd không hoàn toàn phải có biện pháp thúc đẩy như dùng dư thuốc thử ...

2. Phản ứng phải cho một loại sản phẩm duy nhất - Để xác định được đượng lượng gam hoặc lượng tiêu tốn thực

của các chất tham gia phản ứng.

- VD KMnO4 là chất oxi hóa có thể bị khử theo 3 phản ứng sau:

MnO4

pH=1 + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O

pH=7

MnO4

+ 3H2O + 3e MnO(OH)2 + 4HO

MnO4

pH=10 + 1e MnO4

Vậy : cần chọn pH môi trường để phản ứng chỉ xảy ra theo 1 hướng.

III. PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ

1. Phân loại phương pháp chuẩn độ theo loại phản ứng

H2O

+ Chuẩn độ trung hòa: Phản ứng chuẩn độ là phản ứng trung hòa H+ + HO- (cid:0)

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

aOx1 + bKh2 (cid:0)

a’Kh1 + b’Ox2

MXn

AgX + NO3

+ Chuẩn độ kết tủa: Phản ứng chuẩn độ là phản ứng tạo kết tủa M + nX- (cid:0) AgNO3+ X- (cid:0) + Chuẩn độ tạo phức: Phản ứng chuẩn độ là phản ứng tạo phức

Mm+ + tXn- (cid:0)

[MXt ]m-nt

MYm-4 +2Na+ +2H+

Na2H2Y + Mm+ (cid:0)

III. PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ

2. Phân loại phương pháp chuẩn độ theo cách tiến hành + Chuẩn độ trực tiếp

Là chuẩn độ chỉ dựa vào một phản ứng duy nhất giữa chất cần xác định và dung dịch thuốc thử.

Chính vì thế, nên các phản ứng và các thao tác trung gian giảm đi, do đó kết quả chuẩn độ trực tiếp thường chính xác hơn chuẩn độ gián tiếp.

- Ví dụ: chuẩn độ NaOH bằng ddtc axit oxalic H2C2O4

chuẩn độ dd Fe2+ bằng ddtc K2Cr2O7

III. PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ

+ Chuẩn độ gián tiếp

- Chuẩn độ thế

Khi chất cần xác định và dd tiêc chuẩn không phản ứng với nhau, cần xác định thông qua chất thứ 3.

- VD: xác định mẫu Ca2+ bằng ddtc KMnO4. Hai chất này không phản ứng với nhau vì vậy phải dùng chất thứ 3 là dd C2O4 2-

2- tạo kết tủa

Cho mẫu Ca2+ tác dụng với lượng dư dd C2O4 CaC2O4.

Lọc kết tủa, hòa tan trong dd axit H2SO4 dư rồi chuẩn độ H2C2O4 bằng ddtc KMnO4. Đương lượng của Ca2+ tính bằng đương lượng của axit oxalic pu và bằng đương lượng của KMnO4.

III. PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ

- Chuẩn độ ngược

Là phép chuẩn độ dùng 2 ddtc.

Cho chất cẫn xác định pu với 1 lượng chính xác và lấy dư ddtc1

Lượng dư của ddtc1 được xác định bằng chuẩn độ với ddtc2.

Qua đó xác định được nồng độ mẫu phân tích

VD: Chuẩn độ Fonha.

III. PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ

- Chuẩn độ thế - ngược

2- tạo kết

Là phép chuẩn độ kết hợp chuẩn độ thế và chuẩn độ ngược. VD: xác định mẫu Ca2+ bằng ddtc KMnO4. Hai chất này không phản ứng với nhau vì vậy phải dùng ddtc thứ 2 là dd C2O4 Cho mẫu Ca2+ tác dụng với lượng dư ddtc C2O4 tủa CaC2O4. Lọc bỏ kết tủa, axit hóa dd nước lọc bằng axit H2SO4 dư rồi chuẩn độ H2C2O4 bằng ddtc1 KMnO4. Đương lượng của Ca2+ tính bằng hiệu đương lượng của

chất tiêu chuẩn 2 và đương lượng của chất tiêu chuẩn 1 (KMnO4).

IV. CÁCH PHA DUNG DỊCH TIÊU CHUẨN

1. 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:

Là chất tinh khiết (TKPT hoặc TKHH)

Bền ở trạng thái rắn, lỏng và trong dung dịch

Có thành phần hóa học đúng với công thức hóa học.

Có đương lượng gam phân tử càng lớn càng tốt. Biểu thức tính nồng độ: a . 1000 a. 1000 CM = -------------- ; NA = ------------ MA . V (ml) ĐA. V (ml)

Cách 1: Nếu lượng cân đủ lớn, cân chính xác lượng cân

bằng cân phân tích rồi pha với lượng dung môi vừa đủ để được

chính xác thể tích dd cần pha. Dụng cụ đong thể tích là bình định

mức có thể tích tương ứng.

Cách 2: Trường hơp pha dung dịch nồng độ nhỏ mà chỉ có

cân kĩ thuật, để giảm sai số cân 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

2. Pha ddtc 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

V. CÁCH TÍNH KẾT QUẢ PHÂN TÍCH

 Định luật đương lượng:

N1.V1 = N2.V2 N1, V1: nồng độ đương lượng và thể tích của ddtc đã dùng

trong chuẩn độ.

N2, V2: nồng độ đương lượng và thể tích của dd phân tích đã

dùng trong chuẩn độ.

V1, V2 để ở cùng đơn vị (mililit hoặc lít)

+ Đối với chuẩn độ trực tiếp: chỉ có dung dịch phân tích và

dd chuẩn nên áp dụng trực tiếp biểu thức trên. Đại lượng cần tìm là N2.

N2 = (N1.V1/V2)

V. CÁCH TÍNH KẾT QUẢ PHÂN TÍCH

+ Đối với chuẩn độ gián tiếp: thường dùng thêm dd thứ 3

hoặc dùng 2 ddtc nên công thức tính có thay đổi:

+ Chuẩn độ thế:

- ddpt (1) + dd thuốc thử (3) N1V1 = N3V3

- chuẩn độ thuốc thử đã phản ứng với ddpt bằng ddtc (2)

N3V3 = N2V2

- Như vậy tính nồng độ mẫu phân tích N1 theo ddtc.

N1V1 = N2V2 (cid:0)

N1 = (N2V2/V1).

V. CÁCH TÍNH KẾT QUẢ PHÂN TÍCH

+ Chuẩn độ ngược và thế - ngược: dùng 2 ddtc

- ddpt (1) + lượng dư ddtc1 (2)

- chuẩn độ ddtc1 (2) dư bằng ddtc2 (3)

Vậy đương lượng ddtc1 (2) bằng tổng đương lượng ddpt

(1) và ddtc2 (3).

N2V2 = N1V1 + N3V3

N1 = (N2V2 – N3V3)/V1.

(cid:0)

VI. ĐƯỜNG CHUẨN ĐỘ

Định nghĩa: Đường chuẩn độ là 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.

pX = -lg (X-)

pM = -lg (Mn+)

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

1. Đường chuẩn độ trung hòa

Các loại đường chuẩn độ trung hòa

- Đường chuẩn độ axit mạnh bằng bazơ mạnh

- Đường chuẩn độ axit yếu bằng bazơ mạnh

- Đường chuẩn độ bazơ yếu bằng axit mạnh

- Đường chuẩn độ đa axit bằng bazơ mạnh

- Đường chuẩn độ đa bazơ bằng axit mạnh

Các biểu thức tính pH

(1). Dung dịch axit mạnh: HA (cid:0)

H+ + A-

(1)

pH = lg[H+] = lgCHA = lgNHA

nH+ + An-

Chú ý: nếu axit đa chức thì tính pH theo nồng độ H+ HnA (cid:0) pH = -lg[H+] = -lg[n*CHnA]

B+ + HO-

(2)

Bn+ + nHO-

(2). Dung dịch bazơ mạnh: BOH (cid:0) pH = 14pOH = 14 + lg[HO ] = 14 + lgCBOH = 14 + lgNBOH Chú ý: nếu đa bazơ thì tính pH theo nồng độ HO- B(OH)n (cid:0) pH = -lg[H+] = 14 + lg[n*CB(OH)n]

Các biểu thức tính pH

(3). Dung dịch axit trung bình và yếu

pKa

(3)

pH = pKa lgCHA

HA H+ + A H2O H+ + HO 1 2

1 2

(4). Dung dịch bazơ trung bình và yếu

pKb

BOH B+ + HO H2O H+ + HO

(4)

pH = 14 pKb + lgCBOH

1 2

(5). Dung dịch đệm chứa cặp axit-bazơ liên hợp của axit

hoặc bazơ trung bình và yếu

Dạng axit: HA (hoặc muối của bazơ yếu với axit mạnh)

Dạng bazơ: A- (muối của HA với bazơ mạnh) (hoặc BOH)

pKa

HA H+ + A H+ + A HA

(5)

pH = pKa lg

CHA CA

(6). Dung dịch muối thủy phân

Muối BA được tạo ra từ axit yếu HA và bazơ mạnh BOH

pKb = 14 pKa

A + H2O HA + HO

(6a)

pH = 7 + pKa + lgCBA

1 2

Muối BA được tạo bởi axit mạnh HA và bazơ yếu BOH

pKa = 14 pKb

(6b)

pH = 7 pKb lgCBA

B+ + H2O BOH + H+ 1 2

1 2

(7). Dung dịch muối lưỡng tính

Dung dịch chứa các muối axit của axit đa chức, trung bình và

yếu như: NaHCO3; NaH2PO4; Na2HPO4 NaHS …

VD: dung dịch muối axit điện ly ra ion HmAn- : HmAn- ⇌ Hm-1A(n+1)- + H+ và HmAn- + H+ ⇌ Hm+1A(n-1)-

(7)

pH = (pKan + pKan+1)

1 2

1.1 Đường chuẩn độ axit mạnh bằng bazơ 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 (cid:0)

BA + H2O

BOH V2, N2

HA V1, N1

pH khi chưa chuẩn độ:

+ dd trong bình chuẩn độ là axit mạnh HA + biểu thức pH: (1) → [H+] = NA → pH = - lg [H+] = - lg NHA

pH trước tương đương: N1V1 - N2V2 N1V1 - N2V2 [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 Để xây dựng đường chuẩn độ thường phải xác định 4 điểm

trước tương đương và 4 điểm sau tương đương.

Nồng độ chất tính pH

Công thức pH

pH

%

ml NaOH

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

20,2 101

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

22 110 [ 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

3,3

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, nồng độ thấp bước nhẩy ngắn - Dạng đường chuẩn độ: đối xứng qua điểm trung hòa, 100%

99 99,9 100 100,1 101 %

Đường chuẩn độ ba zơ mạnh bằng axít mạnh ****************************

Nồng độ chất tính pH

Công thức pH

pH

% mlNaO

H

0 0 2,88

[ CH3COOH] =10-1

10,00 50 4,76

18,00 90 5,72 [ CH3COONa]: [ CH3COOH] =1:1 pH = 1/2pKa - 1/2 lgNA NB pH=pKa + Lg ----- NA pH = pKa = 4,75

19,80 99 6,76 pH=4,76 + lg (90/10)

99,9 19,98 7,80 [ CH3COONa]: [ CH3COOH] =90:10 pH=4,76 + lg (99/1)

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

[ CH3COONa]: [ CH3COOH] =99:1

100,1 20,02

9,7

[ CH3COONa]: [ CH3COOH] =99,9:0,1 NA VB pH=7+1/2pKa+1/2lg ----------- VA + VB 101 20,20 10,7

110 22,00 11,7 pH = 14 –pOH = 14 -4,3 =9,7

Dung dịch muối thủy phân CH3COONa Dư NaOH, pH tính theo NaOH dư 0,02 .0,1 pOH = -lg ------------= -lg5.10-5 =4,3 20+20,02

Tính tương tự

1.2 Đường chuẩn độ axít yếu bằng bazơ 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+] - KaNA = 0 Khi: Ka.[H+] ≤ 5% . Ka.NA hay: pH ≥ 1,3 -lgNA thì có thể bỏ qua Ka.[H+] bên cạnh KaNA (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 %

1.3. Đường chuẩn độ bazơ yếu bằng axit mạnh

HA mạnh + BOH yếu (cid:0)

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 11,13

[ NH4OH] =10-1

50

10 [ NH4OH]: [ NH4Cl] =1:1

9,26

pH = 14- 1/2pKb + 1/2lgNB NA pH=14 - pKb - lg ----- 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 %

1.4 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

2. 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 %

3. 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 %

4. 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 Nhận xét về đường chuẩn độ (1) Hai dạng về đường chuẩn độ: dạng đối xứng, dạng bất đối xứng qua điểm chỉ số chuẩn độ pT (pHtđ, Etđ, pXtđ, pMtđ).

+ Dạng đường chuẩn độ đối xứng nhận được khi:

Chuẩn độ axit mạnh bằng bazơ mạnh và ngược lại. Chuẩn độ oxi hóa khử với các cặp oxh/kh trao đổi cùng số electron.

Chuẩn độ kết tủa và tạo phức khi các chất tham gia phản ứng với hệ số

phân tử như nhau.

+ Dạng bất đối xứng nhận được: Chuẩn độ axit yếu bằng bazơ mạnh hoặc chuẩn độ bazơ yếu bằng axit

mạnh.

Chuẩn độ oxi hoá khử khi các cặp oxi hoá khử trao đổi không cùng số

electron.

Chuẩn độ kết tủa và chuẩn độ tạo phức: khi các chất tham gia phản ứng

với hệ số phân tử khác nhau.

(2). Xung quanh điểm tương đương (pT và 100 % chuẩn độ), các

đại lượng pH, E, pX, pM... có sự thay đổi mạnh trị số đo và tạo

nên bước nhảy của đường chuẩn độ ΔpH, ΔE, ΔpX hoặc ΔpM.

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

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

bước nhảy càng dài.

- Sai số cho phép: sai số càng lớn bước nhảy càng dài.

- 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 nhảy. Bước nhảy 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% (103 lần vơi s = 1%)

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.

VII. CHỈ THỊ Chỉ thị là chất (hoặc dụng cụ) được đưa vào dung dịch chuẩn độ. Tại điểm tương đương hoặc xung quanh điểm tương đương, chỉ thị bằng sự thay đổi tính chất của mình báo hiệu điểm kết thúc chuẩn độ

mt axit mt bazo

VII.1. Phân 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 PTTT thường dùng loại

phenolphtalein

chỉ thị này.

+ Chỉ thị là dụng cụ đo độ dẫn, đo điện thế để

xác định điểm TĐ

Metyl da cam

quì

Dựa vào phản ứng của chỉ thị mầu: chia 4 nhóm

- Chỉ thị axit bazơ: là chất mầu hữu cơ 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

chuẩn độ.

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…

VII.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 bazơ : HInd ⇌ H+ + Ind-

KaHInd = Vậy: pH = pKaHInd - lg

[HInd] - [Ind ]

- [H ] [Ind ] [HInd]

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

ox/k ± 0,059/n

- Khoảng pH đổi mầu = pKaHInd ± 1 Hằng số pKaHInd được gọi là chỉ số chỉ thị của chỉ thị axit bazơ - Chỉ thị oxi hóa khử Indox + ne = Indkh 0,059 [Indox] E=Eo n [Indkh] Eo

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

- Chỉ thị tạo phức

Phản ứng tạo phức mầu:

M + aInd ⇌ M(Ind)a Kb = [M(lnd)a]/[M].[lnd]a

pM =lgKb - 1.

pM =lgKb-lg[M(Ind)a] /[Ind]a. Khi thấy mầu của phức, tỷ lệ [M(Ind)a]/[Ind]=10 (cid:0) Khi thấy mầu chỉ thị, tỷ lệ [Ind]/[M(Ind)a] =10 (cid:0)

pM = lgKb + a

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

- Chỉ thị kết tủa

Tại điểm tương đương 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 nhảy của đường

chuẩn độ (Chỉ thị nằm trọn hoặc nằm một phần trong bước

nhảy)

- 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

VIII. CÁC PHÉP CHUẨN ĐỘ THƯỜNG DÙNG 1. Chuẩn độ trung hòa Chuẩn độ axit: Là các phép chuẩn độ dùng dung dịch tiêu chuẩn là các dung dịch axit mạnh để chuẩn các chất có tính bazơ. Các axit mạnh thường không phải là chất gốc nên khi pha cần chuẩn độ lại bằng dung dịch tiêu chuẩn gốc KHCO3, Na2CO3 hoặc Na2B4O7

Chuẩn độ kiềm: Là các phép chuẩn độ dùng 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

Tên chỉ thị

pKa

Mầu dạng axit Mầu dạng ba zơ

Khoảng đổi mầu

Metyl da cam

3,46

3,1 – 4,5

Đỏ

Metyl đỏ

4,2 – 6,2

Đỏ

Da cam Vàng

5,0

Phenolphtalein

8 - 10

Không mầu

đỏ

9,0

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: vd KMnO4 + 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 = 0,76V; chỉ thị trao đổi 2 eletron;

Màu dạng oxi hóa: tím

Màu dạng khử không mầu. Eđổi màu = 0,76 ± 0,059/2

Eđổi mầu = 0,76 ± 0,059/2

0,73 0,79 v

Chuẩn độ pemanganat MnO4

-:

DD tiêu chuẩn KMnO4, Môi trường axit (pH ~ 0)

- + 5e + 8H+ (cid:0)

MnO4

Mn2+ + 4H2O

MnO4 -/ Mn2+ = 1,51v ; Đ = M/5 (n=5)

Môi trường axit : H2SO4.

Tự chỉ thị bằng mầu tím của KMnO4

Không chuẩn độ trong môi trường Cl-

vì Eo

Cl2/ 2Cl-=1,36v < Eo

MnO4-/ Mn2+

Áp dụng cho chuẩn độ: trực tiếp, thế, ngược.

KMnO4 không phải là chất gốc. Dung dịch pemanganat không bền, dùng dd

gốc H2C2O4 để chuẩn độ lại ddtc KMNO4.

Chuẩn độ bicromat:

Dung dịch tiêu chuẩn là K2Cr2O7, Môi trường axit (pH ~ 0) 2- + 6e + 14 H+ (cid:0)

2Cr3+ + 7 H2O

Cr2O7 Eo

/ 2Cr2+ = 1,33 v; Đ = M/6 (n=6)

Cr2O7

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 bước nhảy. Khi đó Fe3+ tạo phức với H3PO4 giảm nồng độ dạng oxi hóa, thế của cặp Fe3+/Fe2+ giảm.

Có thể chuẩn độ trong môi trường có ion Cl- vì Eo

- ~ Eo

Cl2 /2Cl

Cr2O7

/Cr

K2Cr2O7 là chất gốc, dung dịch Cr2O7 2- bền

Chuẩn độ iod - thiosunphat

2NaI + Na2S4O6,

2I- (pH = 0- 8) ; Eo

Phản ứng chuản độ: I2 + Na2S2O3 (cid:0) I2 + 2e (cid:0)

- = 0,54 v ; ĐI2 = M/2

I2/ 2I

2S2O3

2- -2e = S4O6 2- ; E o

S4O6

/2S2O3

2- = 0,09 v ; ĐNa2S2O3 = M. Dung

dịch S2O3

khi có vết axit không bền (S2O3

2- + 2H+=S +SO2 +H2O), cần để

trong buret

Áp dụng chuẩn độ cả chất oxi hóa và chất khử

Chỉ thị hồ tinh bột, phức chất hồ tinh bột-iot chỉ thuận nghịch ở nồng độ

2I2 +2H2O làm xuất hiện lại màu xanh của

loãng. Có thể xảy ra: 4I- +2O2+2H2O (cid:0) phức.

Iot dễ bay hơi nên không chuẩn độ nóng

Chuẩn độ kết tủa: PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ BẠC

Ag+ + X- (cid:0)

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- (cid:0)

AgCl↓ (mầu trắng)

Hết Cl-, dư một giọt Ag+:

Ag+ + CrO4

2- = Ag2CrO4 ↓ ( đỏ nâu)

Không áp dụng cho ion I-; SCN- vì AgI, AgSCN hấp phụ CrO4 chuyển màu không rõ.

2- nồng độ10-2M.

Chỉ thị CrO4

3-….

Môi trường pH = 6,5 – 10 Các ion nhiễu: CO3

2-; PO4

Phương pháp Fonha (Volhard)

Cho dư chính xác ddtc AgNO3 vào dung dịch phân tích, sau đó chuẩn độ AgNO3 dư bằng dung dịch tiêu chuẩn SCN- với chỉ thị Fe3+.

Ag+

AgCl↓ (mầu trắng)

Ag+

AgSCN↓ (mầu trắng)

(cho dư) + Cl- (cid:0) Phản ứng chuẩn độ (còn dư) + SCN- (cid:0)

FeSCN2+ (mầu đỏ)

3- không gây ảnh hưởng;

Tại tương đương SCN- + Fe3+ (cid:0) 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+