Giáo trình hóa và vi sinh vật nước - Chương 2

Chia sẻ: Nguyễn Nhi | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:28

Thêm vào BST

Báo xấu

158
lượt xem 38
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

HÓA HỌC PHÂN TÍCH ĐỊNH LƯỢNG 2.1. Phương pháp phân tích thể tích Dựa vào thể tích và nồng độ các chất tác dụng vừa đủ với nhau (tương đương nhau) để xác định hàm lượng các chất cần tìm. Ví dụ: Muốn xác định nồng độ dung dịch NaOH ta lấy V thể tích dung dịch NaOH cho tác dụng với dung dịch HCl đã biết nồng độ. Gọi V’ là thể tích dung dịch HCl vừa dùng hết, khi đó: V . NNaOH = V’. NHCl - Dung dịch tiêu chuẩn: là dung dịch đã biết chính xác nồng...

Chủ đề:

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

Lưu

Nội dung Text: Giáo trình hóa và vi sinh vật nước - Chương 2

Chương 2: HÓA HỌC PHÂN TÍCH ĐỊNH LƯỢNG 2.1. Phương pháp phân tích thể tích 2.1.1. Khái niệm chung a. Nguyên tắc Dựa vào thể tích và nồng độ các chất tác dụng vừa đủ với nhau (tương đương nhau) để xác định hàm lượng các chất cần tìm. Ví dụ: Muốn xác định nồng độ dung dịch NaOH ta lấy V thể tích dung dịch NaOH cho tác dụng với dung dịch HCl đã biết nồng độ. Gọi V’ là thể tích dung dịch HCl vừa dùng hết, khi đó: V . NNaOH = V’. NHCl (2-1) - Dung dịch tiêu chuẩn: là dung dịch đã biết chính xác nồng độ của nó. - Dung dịch chuẩn độ: là dung dịch chưa biết nồng độ. Ta dùng dung dịch tiêu chuẩn để xác định nó. - Điểm tương đương: là điểm khi dung dịch tiêu chuẩn và dung dịch chuẩn độ tác dụng vừa đủ với nhau. Người ta xác định điểm tương đương bằng chất chỉ thị màu. Trong thực tế điểm dừng chuẩn độ có thể không trùng với điểm tương đương và điều đó gây ra yếu tố sai số chuẩn độ. b. Các phương pháp phân tích thể tích Điều kiện phân tích: - Các phản ứng phải xảy ra hoàn toàn theo một phương trình hóa học xác định. - Tốc độ phản ứng phải nhanh. - Không có phản ứng phụ xảy ra. - Có thể xác định được điểm tương đương. Trong thực tế người ta chia ra làm 4 phương pháp chính: - Phương pháp trung hòa. - Phương pháp kết tủa. - Phương pháp phức chất. - Phương pháp oxy hoá khử. c. Nồng độ dung dịch trong phương pháp phân tích thể tích Để biểu thị thành phần của một dung dịch, người ta dùng nồng độ dung dịch. Vậy nồng độ dung dịch là lượng chất tan có trong một lượng xác định dung dịch hoặc dung môi, lượng chất tan lớn tạo dung dịch đậm đặc, ngược lại là dung dịch loãng. * Nồng độ phần trăm theo khối lượng (%): số gam chất tan trong 100 gam dung dịch: m Ct C% = × 100 (2-2) m dd Ví dụ 1: Dung dịch NaOH 20% nghĩa là cứ 100g dung dịch thì có 20g NaOH tan trong đó. * Nồng độ % theo thể tích: Biểu thị số ml chất tan có trong 100ml dung dịch. http://www.ebook.edu.vn 34
Ví dụ 2: Ancol etylic 700 nghĩa là trong 100ml dung dịch rượu này cần có 70ml C2H5OH nguyên chất và 30ml nước. * Nồng độ mol: Số mol chất tan có trong 1 lít dung dịch: nct CM = (2-3) Vdd (l ) * Nồng độ đương lượng: Một loại nồng độ khác thường được sử dụng để tính toán trong các phương pháp phân tích thể tích là nồng độ đương lượng được định nghĩa là số đương lượng gam của chất tan trong một lít dung dịch. n' CN = (2-4) V V: thể tích (lít) n’: số đương lượng gam chất tan có trong dung dịch. Ví dụ 3: Dung dịch HCl 2N: là dung dịch có chứa 2 đương lượng gam hoặc 2 × 36,5g HCl nguyên chất. Áp dụng định luật đương lượng cho các phản ứng trong dung dịch: Giả sử phản ứng : A + B→C Gọi: NA, NB : nồng độ đương lượng gam của 2 dung dịch A và B VA VB: thể tích của 2 dung dịch A và B phản ứng vừa đủ với nhau Theo định luật đương lượng ta có: NA .VA = NB .VB (2-5) Đây là biểu thức toán học áp dụng định luật đương lượng cho dung dịch. * Sự liên quan giữa các loại nồng độ. - Sự liên quan giữa các nồng độ phần trăm (C%): Trộn m1 gam dung dịch có C1% với m2 gam dung dịch có C2%, được dung dịch có C%, ta có: m1.C1 + m2.C2 = (m1 + m2)C (2-6) Nếu pha loãng bằng nước thì coi nồng độ C% của nước bằng 0. - Sự liên quan giữa các nồng độ mol (CM): V1.C M 1 + V2.C M 2 = (V1 + V2)CM (2-7) Nếu pha loãng bằng nước thì coi nồng độ CM của nước bằng 0. - Giữa nồng độ mol và nồng độ phần trăm: 10dC % CM = (2-8) M khối lượng phân tử chất tan M: nồng độ mol của dung dịch CM: khối lượng riêng của dung dịch d: nồng độ % của dung dịch C%: http://www.ebook.edu.vn 35
- Giữa nồng độ đương lượng và nồng độ phần trăm của dung dịch: 10dC % CN = (2-9) D D: đương lượng gam - Giữa CM và CN: CN = n.CM (2-10) n: số e mà 1 ptg chất trao đổi d. Các cách chuẩn độ trong phân tích thể tích * Cách chuẩn độ trực tiếp: Thêm từ từ dung dịch chuẩn vào dung dịch định phân, thuốc thử R tác dụng trực tiếp với chất định phân X (dung dịch chuẩn độ) theo phản ứng: R + X →Q + Y Dựa vào thể tích và nồng độ của dung dịch chuẩn. Tính lượng chất X. Ví dụ 1. Xác định NNaOH bằng dung dịch tiêu chuẩn HCl. Tại điểm tương đương: VNaOH . NNaOH = VHCl . NHCl Ví dụ 2. Để chuẩn hóa dung dịch NaOH, người ta hoà tan 1,2600 gam axít oxalic H2C2O4.2H2O và nước và thêm nước đến 500,00 ml. Chuẩn độ 25 ml dung dịch thu được hết 12,58 ml NaOH. Tính [NaOH]. Giải: - Tính theo định luật hợp thức (đlht): → aA + bB cC + dD n0 (tổng mol ban đầu) CA.VA CB.VB C A .V A C B .V B Toạ độ phản ứng cực đại: ξ max = = a b 2NaOH → Na2C2O4 + H2C2O4 + 2H2O 1,260 25 C.12,58 × n0 H 2 C 2 O4 500 1000 1,260 25 C.12,58 ξ max = . 126,00 500 2.1000 2.1,260.25,00.1000 Suy ra: [ NaOH ] = = 0,07949(mol / l ) 126,00.500,00.12,58 - Tính theo đương lượng (đlg): M H 2C2O4 . 2 H 2O 126,00 = = 63,00( gam) Đ Η 2 C 2 O 4 .2 H 2 O = 2 2 Nồng độ đương lượng của: 1,2600 1000 = 0,04000 N [H2C2O4] = . 63,00 500,00 http://www.ebook.edu.vn 36
Nồng độ đương lượng của NaOH = nồng độ mol Suy ra: V NaOH × N NaOH = V H 2C2O4 × N H 2C2O4 ⇔ 12,58. NNaOH = 25,00. 0,04000 ⇒ NNaOH = 0,07949N = 0,07949M * Cách chuẩn độ ngược: Gọi X: là chất cần xác định nồng độ, M là chất đã biết nồng độ, có thể tác dụng với X tạo chất bền. Cho M dư tác dụng với X: M + X → MX Dùng dung dịch tiêu chuẩn Y để xác định lượng M dư: Mdư + Y → MY → công thức tính nồng độ chất X như sau: VM . NM = VX . NX + VY . NY V M × N M − VY × N Y ΝX = VX Ví dụ 3. Để xác định SO42- trong nước ta dùng dung dịch Ba2+ dư đã biết nồng độ cho tác dụng với SO42-. Giải: 2+ 2- → BaSO4↓ Ba + SO4 Sau đó chúng ta dùng dung dịch tiêu chuẩn EDTA chuẩn Ba2+ dư: Ba2+ + EDTA = Ba. ADTA V Ba 2 + .N Ba 2 + = V SO 2 − .N SO 2 − + V EDTA .N EDTA 4 4 V Ba 2 + .N Ba 2 + − V EDTA .N EDTA N SO 2 − = → V SO 2 − 4 4 * Cách chuẩn độ gián tiếp: Chất X là chất cần xác định. Cho M tác dụng với chất X: M + X → MX Xác định M trong MX bằng dung dịch tiêu chuẩn Y: MX + Y → Z từ đó ta có: VX.NX = VY.NY = VZ.NZ Ví dụ 4. Để xác định Ca2+ trong mẫu nước ta cho ion C2O42- tác dụng với Ca2+ tạo kết tủa bền: Giải: Ca2+ + C2O42- → CaC2O4↓ Sau đó chuẩn độ bằng dung dịch KMnO4 trong môi trường axít mạnh: 5CaC2O4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5CaSO4 + 10CO2↑ + 8H2O http://www.ebook.edu.vn 37
Ví dụ 5. Để định lượng Cu người ta hoà tan 1,080 gam quặng đồng. Thêm KI dư. Sau đó chuẩn độ iốt giải phóng ra hết 15,65 ml Na2S2O3 0,0950M. Tính % Cu trong quặng. Giải: Phương trình phản ứng: 2Cu2+ + 5I- (dư) → 2CuI↓ + I3- Cu2+ đã bị thế bằng I3-. Chuẩn độ I3- bằng Na2S2O3: 2S2O32- + I3- ⇔ S4O62- + 3I- - Tính theo đlht: → 2CuI↓ + I3- 2Cu2+ 5I- + m( g ) no Cu m ξ max 63,546.2 Số mol sau phản ứng, n → I3- 2S2O32- S4O62- + 3I- + m 0,9050.15,65 no 63,546.2 1000 m 0,9050.15,65 ξ max 63,546.2 1000.2 m 0,0950.15,65 → m = 0,09448g; = đlht: 63,546.2 1000.2 0,09448 × 100 = 8,75% %Cu = 1,080 - Tính theo quy tắc đlg: ⇔ 2Cu2+ + e + I- 2CuI↓ 3I- - 3e ⇔ I3- m → = số đlgI3-; Đ Cu số đlg Cu = M Cu = 2+ 2+ 2+ Cu M I− Đ I 3− = 3 2 I3 + 2e → 3I- - - 2e → 2S2O32- S4O62- M I− Đ I 3− = : không thay đổi. 3 2 → [ S 2 O 2− ] = 0,0950M = 0,0950N Đ S 2 O 2− = M S 2 O 2− 3 3 3 0,0950.15,65 Số đlg I 3− = số đ S 2 O 2− → số đlg Cu 2+ = số đlg[ S 2 O 2− ] = 1000 3 3 http://www.ebook.edu.vn 38
m 0,0950.15,65 0,0950.15,65.63,546 = →m= = 0,09448( g ) Cu 1000 1000 0,09448 → %Cu = × 100 = 8,75% 1,080 2.1.2. Phương pháp trung hòa a. Cơ sở của phương pháp Phương pháp trung hòa dựa trên cơ sở của phản ứng trung hòa. H+ + OH- = H2O Ở 2980K, chúng ta có tích số ion của nước: KW = [H+][OH-] = 10-14 và pH + pOH = 14 Trong quá trình chuẩn độ thì nồng độ H+ và OH- thay đổi tức là pH thay đổi. Trong phương pháp này, để xác định nồng độ của bazơ, người ta dùng chất chuẩn là axít mạnh; để xác định nồng độ của axít, người ta dùng chất chuẩn là bazơ mạnh. b. Chất chỉ thị màu dùng trong phương pháp trung hòa Dùng chất chỉ thị màu để nhận biết điểm tương đương. Chất chỉ thị màu dùng trong phương pháp trung hòa là chất chỉ thị axít - bazơ. Đó là những hợp chất hữu cơ biểu lộ tính axít yếu hoặc bazơ yếu có thể thay đổi màu theo pH của dung dịch. Bản thân các chất chỉ thị này là các axít yếu hoặc các bazơ hữu cơ yếu mà ở dạng phân tử hoặc ion chúng có màu khác nhau. Điều này do sự phân ly hoặc liên hợp của chất chỉ thị kèm theo sự chuyển vị cấu trúc bên trong dẫn đến sự đổi màu. Phản ứng điển hình của chỉ thị axít - bazơ dưới dạng sau: HInd + H2O ⇔ H3O+ + Ind- hoặc: Ind- + H2O ⇔ HInd + OH- Trong các dung dịch axít mạnh, chỉ thị HInd là dạng chiếm ưu thế, tương ứng với “màu axít” và Ind- sẽ là “màu kiềm” của nó. Trong các dung dịch kiềm các ion Ind- sẽ chiếm ưu thế tương ứng với “màu kiềm” của chất chỉ thị đó. Ví dụ: Phenolphtalein là một axít hữu cơ yếu, không màu trong dung dịch axít và có màu trong môi trường kiềm. Trong môi trường kiềm mạnh màu của chúng bị mất chậm. Trong dung dịch nó tồn tại cân bằng: COO- COOH + H+ HO HO C C O O Khoâng maøu Ñoû Caáu taïo phaân töû cuûa phenolphtalein http://www.ebook.edu.vn 39
Bảng 17. Một số chỉ thị axít - bazơ quan trọng Sự biến đổi màu Khoảng biến đổi Chất chỉ thị Loại chỉ thị STT Bazơ pH Axít 2,5 ÷ 4,5 Đỏ 1 Methyldacam: MO Vàng (2) 2,9 ÷ 4,0 Đỏ 2 Methyl vàng Vàng (2) 8 ÷ 10 Đỏ tím 3 Phenolphtalein: PP Không (1) 6÷8 Quỳ tím Đỏ 4 Xanh (1) 4,2 ÷ 6,2 Methyl đỏ: MR Đỏ 5 Vàng (2) 6,4 ÷ 8,0 Phenol đỏ Đỏ 6 Vàng (1) (1) - Chỉ thị axít; (2) - Chỉ thị kiềm c. Các yếu tố ảnh hưởng đến sự đổi màu của chất chỉ thị * Ảnh hưởng của các ion trong dung dịch: Các chất điện ly trong dung dịch có tác dụng đến màu sắc của chất chỉ thị trên hai khía cạnh: Thay đổi cường độ màu của một trong hai dạng màu của chất chỉ thị; Ảnh hưởng đến cân bằng của chất chỉ thị. Do đó trong nhiều trường hợp phải hiệu chỉnh lại pH của khoảng đổi màu của chất chỉ thị. * Ảnh hưởng của nhiệt độ: Khi thay đổi nhiệt độ của dung dịch sẽ làm thay đổi sự đổi màu của chất chỉ thị, vì làm thay đổi khả năng phân ly của dung môi, của axít, bazơ, muối và cả của chất chỉ thị. * Ảnh hưởng của dung môi: Khi thay đổi dung môi thì sự phân ly của axít - bazơ thay đổi. Chỉ thị axít - bazơ do đó cũng thay đổi theo dung môi. Đó là nguyên nhân gây nên sự ảnh hưởng của dung môi đến sự đổi màu của chỉ thị. d. Đường chuẩn độ axít mạnh bằng bazơ mạnh hoặc ngược lại Nếu chất chuẩn và chất bị chuẩn là axít mạnh và bazơ mạnh thì có thể hình dung phản ứng axít - bazơ tổng thể bằng phương trình: H3O+ + OH- = 2H2O Ví dụ: Tiến hành khảo sát quá trình chuẩn độ 100 ml dung dịch HCl 0,1N bằng dung dịch NaOH 0,1N. Trong quá trình này, từ buret chúng ta nhỏ từng giọt dung dịch NaOH 0,1N xuống bình nón đựng 100 ml dung dịch HCl 0,1N. NaOH + HCl = NaCl + H2O OH- + H+ = H2O * Sự biến đổi pH của dung dịch HCl trong quá trình chuẩn độ: Để đơn giản chúng ta coi thể tích chung của dung dịch trong quá trình chuẩn độ là không đổi. Điều này cũng không ảnh hưởng nhiều đến kết quả phân tích. - Trước khi chuẩn độ: trong dung dịch chỉ có HCl là axít mạnh điện ly hoàn toàn. HCl = H+ + Cl- HCl 0,1N tương đương với 0,1M. [H+] = [HCl] = 0,1M → pH = 1. http://www.ebook.edu.vn 40
- Trước điểm tương đương: Khi 90% dung dịch HCl được chuẩn độ, HCl còn lại 10 ml. 10.0,1 [ H + ] = [ HCl ] = = 0,01M → pH = 2. 100 Khi 99% dung dịch HCl được chuẩn độ. 1.0,1 [ H + ] = [ HCl ] = = 0,001M → pH = 3. 100 Khi 99,9% dung dịch HCl được chuẩn độ. 0,1.0,1 [ H + ] = [ HCl ] = = 0,0001M → pH = 4. 100 - Tại điểm tương đương: Khi 100% dung dịch HCl được chuẩn độ bởi NaOH, trong dung dịch chỉ có NaCl, muối này có pH = 7. - Sau điểm tương đương: Dung dịch bắt đầu dư NaOH là bazơ mạnh, điện ly hoàn toàn. NaOH = Na+ + OH- → [OH-] = [NaOH] [NaOH] = 0,1N tương đương 0,1M. Khi 100,1% dung dịch HCl được chuẩn độ: 0,1.0,1 = 1.10 − 4 ; pOH = 4 → pH = 10. [OH − ] = [ NaOH ] = 100 Khi 101% dung dịch HCl được chuẩn độ: 1.0,1 pOH = 3 → pH = 11. [OH − ] = [ NaOH ] = = 1.10 −3 ; 100 Khi 110% dung dịch HCl được chuẩn độ: 10.0,1 = 1.10 − 2 ; pOH = 2 → pH = 12. [OH − ] = [ NaOH ] = 100 Khi 200% dung dịch HCl được chuẩn độ: 100.0,1 ; pOH = 1 → pH = 13. [OH − ] = [ NaOH ] = = 0,1 100 * Lập bảng biến thiên và vẽ đường cong chuẩn độ. % chuẩn STT pH độ 15 1 0 1 2 90 2 10 pp 3 99 3 pH 4 99,9 4 5 5 100 7 MO 6 100,1 10 0 7 101 11 0 50 100 150 200 250 8 110 12 % 9 200 13 http://www.ebook.edu.vn 41
* Nhận xét: - Điểm tương đương của phép chuẩn độ có pH = 7 trùng với điểm trung tính. - Đường cong chuẩn độ có một đoạn dốc ứng với khoảng từ 99,9% tới 100,1% dung dịch HCl được chuẩn độ. Đoạn này người ta gọi là bước nhảy của phép chuẩn độ. Trong phạm vi bước nhảy, chỉ cần thay đổi một ít dung dịch tiêu chuẩn (± 0,1%) thì giá trị pH thay đổi 6 đơn vị từ 4 đến 10. * Chọn chất chỉ thị: Nguyên tắc chung là phải chọn chất chỉ thị có khoảng đổi màu trong phạm vi bước nhảy của phép chuẩn độ. Tất nhiên nếu trùng điểm tương đương hoặc gần điểm tương đương càng tốt. Việc chọn chất chỉ thị như vậy giúp ta tránh được sai số lớn trong phép chuẩn độ. Trong phạm vi bước nhảy chỉ cần thêm một dung dịch tiêu chuẩn đã làm cho dung dịch chuẩn độ có pH thay đổi đột ngột và lập tức làm chất chỉ thị đổi màu, báo hiệu điểm tương đương và ngừng chuẩn độ lại. Sai số của phép chuẩn độ không đáng kể. Trong phép chuẩn độ trên chúng ta có thể dùng chất chỉ thị: - Chọn MO cho phép chuẩn độ axít mạnh bằng bazơ mạnh. MO có khoảng đổi màu pH = 2,5 ÷ 4,5, khi màu sắc của dung dịch chuyển từ màu hồng sang màu vàng thì ngừng chuẩn độ. Ta thường hay chuẩn độ quá 1, 2 giọt dung dịch tiêu chuẩn nên càng gần điểm tương hơn. - Chọn PP cho phép chuẩn đô bazơ mạnh bằng axít mạnh, PP có khoảng đổi màu pH = 10 ÷ 8. Ngừng chuẩn độ khi màu dung dịch chuyển từ đỏ tím sang không màu. 2.1.3. Phương pháp kết tủa a. Cơ sở của phương pháp Phương pháp chuẩn độ kết tủa dựa trên phản ứng tạo thành chất kết tủa trong quá trình chuẩn độ. Yêu cầu của các phản ứng: - Các chất kết tủa tạo ra phải có tích số hòa tan càng nhỏ càng tốt, tức là độ hòa tan của chất đó rất nhỏ. - Tốc độ phản ứng tạo kết tủa phải đủ nhanh. - Các kết tủa không có khả năng hấp phụ các chất khác có trong dung dịch. - Không xảy ra hiện tượng cộng kết. - Phải có khả năng xác định điểm tương đương. Việc ứng dụng những phương pháp chuẩn độ kết tủa trong đó chất chuẩn không phải là muối bạc mà là những hợp chất khác còn tương đối hạn chế. b. Đường chuẩn độ kết tủa Trong quá trình chuẩn độ theo phương pháp kết tủa thì nồng độ các ion tạo ra hợp chất kết tủa sẽ thay đổi liên tục. Vì vậy trong phương pháp này để vẽ đường cong chuẩn độ, chúng ta phải khảo sát quá trình biến đổi các ion tạo kết tủa trong quá trình chuẩn độ. http://www.ebook.edu.vn 42
Trong số các phương pháp kết tủa, người ta dùng nhiều nhất là phương pháp bạc để xác định ion halogenua và SCN- (hoặc ngược lại). Ag+ + X- = AgX ↓ X-: Ion halogenua và SCN- Ví dụ: Khảo sát quá trình chuẩn độ 100 ml dung dịch NaCl 0,1N bằng dung dịch AgNO3 0,1N. Biết TAgCl = 10-10. Phản ứng xảy ra trong quá trình chuẩn độ: NaCl + AgNO3 = AgCl↓ + NaNO3 Ở đây: [NaCl] = 0,1N tương ứng 0,1M. [AgNO3] = 0,1N tương ứng 0,1M. TAgCl = [Ag+][Cl-] = 1.10-10 Tích số hòa tan của AgCl: Để thuận lợi cho quá trình tính toán ta gọi: pAg = -lg[Ag+] ; pCl = -lg[Cl-] Vì vậy: pAg + pCl = 10 * Khảo sát hoặc pAg hoặc pCl trong quá trình chuẩn độ: - Trước khi chuẩn độ: Trong dung dịch chỉ có NaCl 0,1M: NaCl = Na+ + Cl- [Cl-] = 1.10-1M → pCl = 1. - Trước điểm tương đương: Khi 90% dung dịch NaCl được chuẩn độ, NaCl còn lại 10 ml. 10.0,1 [Cl − ] = [ NaCl ] = = 0,01M → pCl = 2. 100 Khi 99% dung dịch NaCl được chuẩn độ. 1.0,1 [Cl − ] = [ NaCl ] = = 0,001M → pCl = 3. 100 Khi 99,9% dung dịch NaCl được chuẩn độ. 0,1.0,1 [Cl − ] = [ NaCl ] = = 0,0001M → pCl = 4. 100 - Tại điểm tương đương: Khi 100% dung dịch NaCl được chuẩn độ bởi AgNO3, trong dung dịch chỉ có muối AgCl↓, nên: [Cl − ] = [ Ag + ] = ΤAgCl = 10 −10 = 10 −5 M ; pCl = pAg = 5 - Sau điểm tương đương: Dung dịch bắt đầu dư AgNO3 Khi 100,1% dung dịch NaCl được chuẩn độ: http://www.ebook.edu.vn 43
AgNO3 = Ag+ + NO3- 0,1.0,1 = 1.10 − 4 M [Ag+] Nên = [AgNO3] = 100 pAg = 4 → pCl- = 6 Khi 101% dung dịch NaCl được chuẩn độ: 1.0,1 = 1.10 −3 M [Ag+] = [AgNO3] = 100 pAg = 3 → pCl- = 7 Khi 110% dung dịch NaCl được chuẩn độ: 10.0,1 = 1.10 − 2 M [Ag+] = [AgNO3] = 100 pAg = 2 → pCl- = 8 Khi 200% dung dịch NaCl được chuẩn độ: 100.0,1 = 1.10 −1 M [Ag+] = [AgNO3] = 100 pAg = 1 → pCl- = 9 * Lập bảng biến thiên và vẽ đường cong chuẩn độ. STT % chuẩn độ pH 1 0 1 10 2 90 2 8 3 99 3 6 pCl 4 4 99,9 4 2 5 100 5 0 6 100,1 6 0 50 100 150 200 250 % 7 101 7 8 110 8 9 200 9 * Nhận xét: - Bước nhảy của phép chuẩn độ có pCl = 4 ÷ 6. - Điểm tương đương của phép chuẩn độ có pCl = 5. * Chất chỉ thị: - Phương pháp Mohr: Trong phép chuẩn độ này người ta dùng chất chỉ thị là CrO42- . CrO42- tác dụng với Ag+ cho kết tủa Ag2CrO4 màu nâu đỏ có độ hòa tan 8,4.10-5 mol/L lớn hơn độ hòa tan của AgCl (1.10-5 mol/L): 2Ag+ + CrO42- = Ag2CrO4↓ Khi cho từ từ ion Ag+ vào dung dịch chuẩn độ các ion Cl-, CrO42- thì AgCl sẽ kết tủa trước, Ag2CrO4 sẽ kết tủa sau. http://www.ebook.edu.vn 44
Để nhận biết điểm tương đương của phép chuẩn độ, chúng ta phải tính toán hàm lượng K2CrO4 có trong dung dịch sao cho khi đạt tới điểm tương đương, tức là khi NaCl được chuẩn độ hoàn toàn mới xuất hiện kết tủa Ag2CrO4 màu đỏ. TAgCl = [Ag+][Cl-] = 10-10 Chúng ta đã biết: ΤAg 2CrO4 = [ Ag + ] 2 [CrO 4 − ] = 10 −12 2 Tại điểm tương đương: [Ag+] = [Cl-] = 10-5 M Để khi [Ag+] = 10-5M mới có kết tủa Ag2CrO4 thì hàm lượng CrO42- có trong dung dịch được tính toán theo tích số tan của Ag2CrO4. ΤAg 2CrO4 = [ Ag + ] 2 [CrO 4 − ] = 10 −12 2 Τ Ag2CrO4 [ Ag + ] = 10 −5 M [CrO42− ] = ; +2 [ Ag ] 10 −12 [CrO 4 − ] = = 10 − 2 M 2 nên: −5 2 (10 ) K2CrO4 = 2K+ + CrO42- [CrO42-] = [K2CrO4] = 10-2M Như vậy chọn nồng độ K2CrO4 trong dung dịch chuẩn độ là 10-2M thì tại điểm tương đương mới bắt đầu xuất hiện Ag2CrO4 kết tủa màu đỏ. Sự chuẩn độ kết thúc khi trong dung dịch chuẩn độ từ kết tủa trắng bắt đầu chuyển sang xuất hiện kết tủa đỏ. Cần chú ý đến nồng độ axít của môi trường. Theo phương pháp này cần phải được tiến hành trong môi trường trung tính hoặc gần trung tính. - Phương pháp Volhard: Dựa trên phản ứng giữa Ag+ và SCN-, dùng ion Ion Fe3+ làm chất chỉ thị. Ag+ + SCN- ⇔ AgSCN(rắn) Sau khi đạt điểm tương đương, lượng CNS- dư sẽ tạo với Fe3+ phức sunfuaxianua sắt có màu đỏ máu. Fe3+ + 3SCN- ⇔ Fe(SCN)3 Như vậy điểm tương đương của phép chuẩn độ được xác định căn cứ vào sự tạo thành phức Fe(SCN)3 có màu đỏ. Phép chuẩn cần được thực hiện trong môi trường axít để ngăn ngừa sự kết tủa Fe(III) dưới dạng hiđroxit. Bảng 18. Một số phương pháp kết tủa đo bạc Cấu tử Phương pháp xác định Ghi chú cần xác định điểm cuối Cl-, Br- Phương pháp Mohr - Phương pháp Volhard Không cần tách muối bạc SCN Chuẩn độ trực tiếp theo lượng Ag+ dư trong phản ứng: Phương pháp Volhard BH4 BH4 + 8Ag+ + 8OH- ⇔ biến dạng 8Ag(rắn) + H2BO3 + 5H2O Br-, Cl-, I-, SeO32- Chỉ thị hấp phụ http://www.ebook.edu.vn 45
2.1.4. Phương pháp phức chất a. Nguyên tắc Cũng như các phản ứng khác dùng để định phân, các phản ứng tạo phức cần phải xảy ra nhanh, hợp thức và định lượng. Các phương pháp tạo phức dựa trên phản ứng tạo phức của các chất. Trong phân tích thể tích người ta thường dùng các phương pháp sau đây: Phương pháp thuỷ ngân (II), phương pháp bạc, phương pháp complexon. Phương pháp complexon: Dựa trên phản ứng tạo phức của các ion kim loại với nhóm thuốc thử hữu cơ có tên chung là complexon. Phương pháp complexon là phương pháp phân tích chuẩn độ dựa trên việc dùng phản ứng của ion kim loại tạo phức với complexon, tạo thành các muối nội phức, bền, ít phân ly, tan trong nước. b. Chọn chất chuẩn Complexon là các dẫn xuất của axít aminopoli cacboxilic. Thí dụ axít etylendiamin tetraaxetic hay complexon II, viết tắt là EDTA: HOOC - CH2 CH2 - COOH N - CH2 - CH2 - N HOOC CH2 CH2 - COOH Tuy nhiên EDTA ít tan trong nước nên khó sử dụng. Người ta thường dùng muối dinatri của EDTA gọi là complexon III hay trilon B, viết tắt là Na2H2Y. HOOC - CH2 CH2 - COOH N - CH2 - CH2 - N NaOOC CH2 CH2 - COONa làm chất chuẩn, vì nó có độ tinh khiết cao, có công thức hóa học bền ở điều kiện thông thường. Trong phản ứng với kim loại, muối này phân ly hoàn toàn tạo ra ion phức: Na2H2Y = 2Na+ + H2Y2- Tính chất quý giá nhất của chất chuẩn EDTA là khả năng phản ứng của nó với các ion kim loại theo tỷ lệ 1:1 không phụ thuộc vào điện tích cation. Ion H2Y2- rất dễ tạo phức rất bền và tan trong nước với nhiều ion kim loại. Tất cả các cation phản ứng với EDTA, trừ các kim loại kiềm đều tạo thành các phức đủ bền, đó là cơ sở cho phương pháp chuẩn độ. Ví dụ: Đồng glicocoliat: O=C-O O-C=O Cu H2N - H2N NH2 - NH2 H2Y2- hòa tan với các ion kim loại như Ca2+, Mg2+, Fe2+, Mn2+, Cu2+,...các cation kim loại này ký hiệu là Me2+. Me2+ + H2Y2- ⇔ MeY2- + 2H+ http://www.ebook.edu.vn 46
Theo phương trình trên thì việc tạo phức MeY2- có quan hệ chặt chẽ với [H+], tức là pH của dung dịch. Để cân bằng tạo phức trên chuyển dịch theo chiều thuận, nghĩa là tạo phức hoàn toàn thì pH của dung dịch phải cao (pH > 7). Điều này cho thấy trong phương pháp phức chất phải sử dụng sự tạo phức trong môi trường bazơ. c. Chất chỉ thị dùng trong phương pháp complexon Chất chỉ thị màu dùng trong phương pháp complexon là chất chỉ thị có khả năng tạo với ion kim loại phức có màu khác với màu riêng của chất chỉ thị. Chất đó được gọi là chất chỉ thị kim loại. Như vậy phép chuẩn độ ion kim loại bằng EDTA gồm 2 giai đoạn: - Phản ứng giữa ion kim loại tự do và complexon. - Phản ứng giữa complexon và ion kim loại ở trong phức. Chất chỉ thị này có mặt trong dung dịch chuẩn độ ở một giá trị pH nào đó có khả năng tạo phức tan, có màu với cation kim loại cần xác định. Nhưng phức này kém bền hơn phức tạo bởi với EDTA và cation kim loại đó. Chất chỉ thị thường được sử dụng rộng rãi trong phép chuẩn độ complexon là Eriocrôm T đen ( ký hiệu H2Ind- ): là một axít đa bậc yếu. Trong dung dịch có pH < 7 tồn tại dưới dạng: OH OH - N=N O3 S NO2 Chất chỉ thị này có phạm vi đổi màu khác nhau. pH = 6,3 pH = 11,6 H2Ind- H2Ind2- Ind3- Ñoû Xanh Vaøng da cam Khi sử dụng chất chỉ thị này trong chuẩn độ xác định hàm lượng các cation kim loại thường dùng pH = 6,3 ÷ 11,6 nên tồn tại dạng H2Ind2- có màu xanh. H2Ind2- tạo phức tan, kém bền với cation kim loại có màu đỏ. Như vậy nếu chỉnh dung dịch chuẩn độ có pH = 6,3 ÷ 11,6 khi cho chất chỉ thị Eriocrôm T đen vào dung dịch sẽ có màu đỏ nếu trong dung dịch có các cation kim loại. Dùng EDTA chuẩn độ dung dịch này thì việc kết thúc chuẩn độ khi dung dịch chuẩn độ có màu đỏ chuyển sang màu xanh. Eriocrôm T đen tạo phức đỏ hoặc hồng với ion kim loại Mg2+, Zn2+, Cd2+ thường được dùng để chuẩn độ trực tiếp các ion đó trong môi trường pH = 10 dùng hỗn hợp đệm NH3 - NH4+. Ví dụ 1: Chuẩn độ cation Ca2+ và Mg2+ trong nước tự nhiên bằng EDTA, chất chỉ thị là Ericrôm T đen. Trước tiên ta dùng dung dịch đệm có pH = 10 để điều chỉnh pH của dung dịch chuẩn độ có pH là 10. Cho vài giọt chất chỉ thị Ericrôm T đen vào: ⇔ HInd2- + Me2+ MeInd- + H+ Me2+ : Ca2+, Mg2+; MeInd- có màu đỏ. http://www.ebook.edu.vn 47
Dùng dung dịch tiêu chuẩn H2Y2- chuẩn độ dung dịch này. Tại điểm tương đương H2Y chiếm hết Me2+ đẩy HInd2- ra có màu xanh: 2- H2Y2- + MeInd- ⇔ MeY2- + HInd2- + H+ Việc kết thúc chuẩn độ khi dung dịch chuẩn độ đổi màu từ đỏ tím sang xanh lam. Có thể dùng chất chỉ thị Murexít (ký hiệu H4Ind-) trong phép chuẩn độ complexon. Murexít là muối amoni của axít pupuric C8H5O2N5, là một loại bột màu đỏ thẫm. Dung dịch nước murexít có màu tím thay đổi theo môi trường: ở pH ≤ 9 màu tím đỏ, pH = 9 - 10: màu tím, pH > 11 - tím xanh. Trong môi trường axít mạnh H4Ind- có công thức cấu tạo như sau: O- O NH - C C = NH O=C C-N=C C=O NH - C C = NH O O H4Ind- tác dụng với cation kim loại thành phức màu hồng. Dùng EDTA chuẩn độ dung dịch thì tại thời điểm tương đương EDTA dành hết cation kim loại đẩy H4R- ra nên dung dịch chuẩn độ có màu tím huế. Murexít là chất chỉ thị tốt cho việc chuẩn độ trực tiếp các ion Ca2+, Cu2+, Ni2+, + Ag . Ví dụ 2: Chuẩn độ dung dịch Ca2+ trong nước tự nhiên bằng dung dịch tiêu chuẩn EDTA với chất chỉ thị murexít. Đầu tiên dùng dung dịch NaOH điều chỉnh pH của dung dịch chuẩn độ có pH = 12. Cho tiếp một ít murexít vào: H4R- + Ca2+ ⇔ CaH2R- + 2H+ Dung dịch chuẩn độ lúc này có màu hồng. Dùng dung dịch tiêu chuẩn H2Y2- để chuẩn độ dung dịch này. Tại điểm tương đương: CaH2R- + H2Y2- ⇔ CaY2- + H4R- Dung dịch lúc này có màu tím huế. Việc chuẩn độ kết thúc khi dung dịch chuẩn độ đổi từ màu hồng sang màu tím huế. b. Quá trình chuẩn độ Trong phương pháp phức chất, để khảo sát quá trình chuẩn độ người ta dựa vào hằng số không bền Kkb của phức MeY2-. [ Me 2 + ][Y 4 − ] Κ kb = MeY ⇔ Me 2- 2+ 4- +Y ; [ MeY 2 − ] Cũng giống như phương pháp kết tủa, dựa vào Kkb có thể tính được [Me2+] hay [Y4-] thay đổi trong quá trình chuẩn độ. Từ đó vẽ được đường cong chuẩn độ. http://www.ebook.edu.vn 48
2.1.5. Phương pháp oxy hoá khử a. Nguyên tắc Là phương pháp phân tích định lượng sử dụng các phản ứng oxy hóa khử, tức là sử dụng các phản ứng trong đó có sự trao đổi electron. Ox1 + Kh2 ⇔ Kh1 + Ox2 Phản ứng này bao gồm 2 bán phản ứng: Ox1 + ne ⇔ Kh1 ⇔ Ox2 Kh2 - ne Yêu cầu của phản ứng: - Các phản ứng xảy ra theo một chiều xác định. - Phản ứng phải xảy ra hoàn toàn. - Tốc độ phản ứng phải đủ nhanh. - Phải xác định được điểm tương đương. b. Một số khái niệm cơ bản * Thế điện cực của kim loại: Khi nhúng một thanh kim loại Me vào nước hay dung dịch muối của nó sẽ xuất hiện một tầng điện kép trên bề mặt kim loại và lớp dung dịch sát bề mặt kim loại. Sự chênh lệch thế trong tầng điện kép được gọi là thế điện cực của kim loại, kí hiệu là ϕ. Ở điều kiện tiêu chuẩn và nồng độ của cation kim loại trong dung dịch là 1 mol/l, thế điện cực được so sánh với điện cực hiđro tiêu chuẩn và gọi là thế điện cực tiêu chuẩn của kim loại, ký hiệu là ϕ0. Ở điều kiện không phải là điều kiện chuẩn, nồng độ cation kim loại thay đổi, thế điện cực của kim loại được tính theo biểu thức của Nerst: RT ϕ Me = ϕ 0 Me n + / Me + ln[Me n + ] (2-11) n+ / Me nF * Thế oxy hoá khử: Khi nhúng một thanh kim loại trơ về mặt hóa học vào dung dịch chứa cắp oxy hoá và khử thì trên bề mặt thanh kim loại và dung dịch cũng xuất hiện một tầng điện kép và thế chênh lệch trong tầng điện kép đó được gọi là thế oxy hoá - khử. Thế oxy hoá - khử được ký hiệu là EOx/Kh. Ví dụ: nhúng một thanh Pt vào dung dịch chứa cặp Fe2+ và Fe3+. Điện cực này được ký hiệu: Pt Fe3+ / Fe 2 + và thế của cặp oxy hoá - khử này được ký hiệu: Ε Fe3+ / Fe 2 + . Cũng giống như thế điện cực của kim loại, để xác định thế oxy hoá - khử người ta cũng phải tạo lập một pin điện gồm một điện cực là điện cực cần đo thế oxy hoá - khử và điện cực còn lại là điện cực hiđro tiêu chuẩn. Trong điều kiện không phải là tiêu chuẩn và nồng độ các dạng oxy hoá, khử đều là 1 mol/l thì E đo được gọi là E tiêu chuẩn, ký hiệu là Eo. Trong điều kiện không phải tiêu chuẩn và nồng độ các dạng oxy hoá - khử khác 1 mol/l thì E đo được là thế oxy hoá - khử của cặp oxy hoá - khử đó trong điều kiện đã cho. Chúng ta có thể tính thế oxy hóa - khử qua biểu thức Nerst: http://www.ebook.edu.vn 49
RT [Ox] Ε = Ε0 + (2-12) ln nF [ Kh] với [Ox] và [Kh] tính theo mol/l. Ở 2980K, F = 96500, chuyển ln sang lg, ta có công thức: RT [Ox] Ε = Ε0 + (2-13) lg nF [ Kh] Bảng 19. Thế oxy hoá - khử tiêu chuẩn của một số cặp oxy hóa - khử: E0(vôn) Dạng oxy hoá Dạng khử Ký hiệu Fe2+ Fe2+/Fe Fe - 0,44 2- 2- S S S/S - 0,51 I- I2/2I- I2 + 0,54 Cl- Cl2/2Cl- Cl2 + 1,36 MnO4- Mn2+ MnO4-/Mn2+ + 1, 52 - - + 3,03 F2 F F2/2I SO42- SO32- SO42-/SO32- - 0,58 Cu2+ Cu2+/Cu + 0,17 Cu Fe3+ Fe2+ Fe3+/Fe2+ + 0,77 4+ 2+ 4+ 2+ + 0,15 Sn Sn Sn /Sn Ví dụ 1: Thế oxy hoá - khử của cặp MnO4-/Mn2+ phụ thuộc vào [H+] theo phương trình: MnO4- + 8H+ + 5e ⇔ Mn2+ + 4H2O − 0,059 [ MnO4 ][ H + ]8 Ε=Ε + 0 lg [ Mn 2 + ] 5 * Hằng số cân bằng của phản ứng oxy - hóa khử. Trong phản ứng oxy hoá - khử: - Cặp nào có E lớn là cặp đóng vai trò chất oxy hóa. - Cặp nào có E nhỏ hơn là cặp đóng vai trò chất khử. Trong quá trình phản ứng xảy ra, E của cặp oxy hóa giảm dần, đồng thời E của của cặp khử tăng dần, tới thời điểm EOx = EKh thì phản ứng đạt tới trạng thái cân bằng (có hằng số cân bằng Kcb). 2Fe3+ + Sn2+ ⇔ 2Fe2+ + Sn4+ Ví dụ 2: Xét phản ứng: (*) Cặp oxy hóa: Fe2+/Fe; Sn4+/Sn2+ Cặp khử: Tại thời điểm cân bằng: Ε =Ε 3+ 2+ 4+ 2+ Fe / Fe Sn / Sn [ Fe 2 + ][ Sn 4 + ] ΚC = [ Fe 3+ ][ Sn 2 + ] http://www.ebook.edu.vn 50
0,059 [ Fe 2 + ][ Sn 4 + ] → Ε Ox = Ε Kh ΕOx − Εo = Ở TTCB: o lg [ Fe 3+ ][ Sn 2 + ] Kh n 0,059 Ε Ox − Ε 0 = 0 lgKc Kh n lg K C = 16,9.n(Ε Ox − Ε 0 ) 0 hay Kh Trong đó n là số electron trao đổi trong phản ứng oxy hóa - khử. Như vậy trong phản ứng trên (*): lgKC = 16,9.2(0,77 - 0,15) = 20,956 ; KC = 1020,956. * Chiều của phản ứng oxy hóa - khử: Chúng ta dựa vào thế oxy hóa khử để xác định được chiều của phản ứng oxy hóa khử. c. Chuẩn độ bằng phương pháp oxy hóa khử Trong quá trình chuẩn độ bằng phương pháp oxy hoá khử, nồng độ các chất oxy hóa và chất khử luôn thay đổi, nên thế oxy hóa khử của các cặp oxy hoá khử luôn thay đổi. Vì vậy trong phương pháp này chúng ta khảo sát sự thay đổi E theo quá trình chuẩn độ. Đồ thị biểu diễn E trong quá trình chuẩn độ là đường cong chuẩn độ. Dựa vào đường cong chuẩn độ ta cũng xác định được bước nhảy thế, điểm tương đương, chọn chất chỉ thị thích hợp cho phương pháp chuẩn độ. Ví dụ 1: Chuẩn độ 100 ml dung dịch FeSO4 0,1N bằng dung dịch tiêu chuẩn KMnO4 0,1N trong môi trường [H+] = 1M. Phản ứng xảy ra: 10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 ⇔ 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O Dạng ion thu gọn: 5Fe2+ + MnO4- + 8H+ ⇔ 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O * Khảo sát thế oxy hóa khử (E) trong quá trình chuẩn độ: Vì phản ứng thuận nghịch, nên thời điểm nào của quá trình chuẩn độ, trong dung dịch chuẩn luôn tồn tại cặp oxy hóa MnO4-/Mn2+ và cặp khử Fe3+/Fe2+. − 0,059 [ MnO4 ][ H + ]8 Ε Ox = 1,52 + lg [ Mn 2 + ] 5 0,059 [ Fe 3+ ] Ε Kh = 0,77 + lg [ Fe 2 + ] 1 Khi tính toán E trong quá trình chuẩn độ, có thể tính theo 2 công thức trên, tất nhiên kết quả như nhau. Thông thường trước điểm tương đương tính theo EKh; còn sau điểm tương đương tính theo EOx. - Trước điểm tương đương. 0,059 50 Ε = 0,77 + = 0,77V Khi 50% Fe2+ được chuẩn độ: lg 1 50 0,059 90 Ε = 0,77 + = 0,826V Khi 90% Fe2+ được chuẩn độ: lg 1 10 http://www.ebook.edu.vn 51
0,059 99,9 Ε = 0,77 + = 0,947V Khi 99,9 % Fe2+ được chuẩn độ: lg 1 0,10 - Tại điểm tương đương. 0,059 [ Fe 3+ ] Ε = 0,77 + Đối với cặp khử và cặp oxy hóa: (a) lg [ Fe 2 + ] 1 − 0,059 [ MnO4 ][ H + ]8 Ε = 1,52 + lg [ Mn 2 + ] 5 − 0,059 [ MnO4 ] 5Ε = 5 × 1,52 + (vì [H+] = 1M). (b) lg [ Mn 2 + ] 1 − [ Fe 3+ ][ MnO4 ] 6Ε = 0,77 + 5 × 1,52 + 0,059 lg (a) + (b) : [ Fe 2 + ][ Mn 2 + ] Theo phương trình ion thu gọn trên, ta có: [Fe3+] = 5[Mn2+]; [Fe2+] = 5[MnO4-] − [ Fe 3+ ][ MnO4 ] =1 nên [ Fe 2 + ][ Mn 2 + ] 6E = 0,77 + 5 × 1,52 vì thế 0,77 + 5 × 1,52 → Ε= = 1,395V 6 Từ đó ta có công thức tống quát tính E ở điểm tương đương: a.Ε 0 × b.Ε Ox 0 Ε= = 1,395V Kh a+b a: số e trao đổi của cặp khử; b: số e trao đổi của cặp oxy hóa. - Sau điểm tương đương. − 0,059 [ MnO4 ][ H + ]8 Ε = 1,52 + E tính theo công thức: lg [ Mn 2+ ] 5 0,059 0,1 Ε = 1,52 + = 1,485V Khi 100,1 % Fe2+ được chuẩn độ: lg 5 100 0,059 1 Ε = 1,52 + = 1,496V Khi 101 % Fe2+ được chuẩn độ: lg 5 100 0,059 10 Ε = 1,52 + = 1,508V Khi 110 % Fe2+ được chuẩn độ: lg 5 100 0,059 100 Ε = 1,52 + = 1,52V Khi 200 % Fe2+ được chuẩn độ: lg 5 100 * Đường cong chuẩn độ. http://www.ebook.edu.vn 52
E0vôn % chuẩn độ STT 1 0 0,534 1.6 1.4 2 50 0,77 1.2 1 3 90 0,826 0.8 E 0.6 4 99,9 0,947 0.4 0.2 5 100 1,395 0 0 50 100 150 200 250 6 100,1 1,485 % 7 101 1,496 8 110 1,508 9 200 1,52 * Nhận xét. Đường cong chuẩn độ của phương pháp oxy hóa khử giống đường cong chuẩn độ của phương pháp trung hoà. - Bước nhảy: E = 0,944 ÷1,475 V - Điểm tương đương: E = 1,395 V. Khi E của cặp oxy hóa - khử khác biệt nhau thì bước nhảy càng dài phép chuẩn độ càng chính xác. d. Chất chỉ thị dùng trong phương pháp oxy hoá khử Trong đại đa số các trường hợp chất chỉ thị trong phương pháp oxy hóa khử là những chất oxy hóa hoặc khử mà dạng oxy hóa và dạng khử của nó có màu khác nhau. Vì vậy màu của chất chỉ thị phụ thuộc vào thế oxy hóa khử của dung dịch. Mỗi chất chỉ thị oxy hóa khử có một khoảng đổi màu xác định. Giới thiệu một số chất chỉ thị thường được sử dụng: - Diphenylamin: Được sử dụng dưới dạng dung dịch 1% trong axít sunfuric đặc. Chất này có thể tiêu chuẩn E0 = + 0,76V. Dạng oxy hóa có màu tím, dạng khử không màu. - Diphenulbenzidin: Chất chỉ thị có công thức cấu tạo: - NH - - NH - Được sử dụng dưới dạng dung dịch 1% trong axít sunfuric đặc. Chất này có thể tiêu chuẩn E0 = + 0,76V. Dạng oxy hóa có màu tím, dạng khử không màu. - Phức Fe2+ với 2,2 - dipiridin: Công thức cấu tạo: Fe N 3 N Chất chỉ thị này có E0 = + 1,06 V. Dạng oxy hóa có màu xanh nhạt, dạng khử có màu đỏ. http://www.ebook.edu.vn 53