TÀI LIỆU PHA CHẾ HÓA CHẤT LÝ THUYẾT

Chương MỞ ĐẦU VỀ DUNG DỊCH Dung dịch hỗn hợp đồng dung môi chất tan Chất tan thường dạng rắn (như đường, muối hòa tan vào nước), lỏng (như rượu hòa tan vào nước), khí Ví dụ: Dung dịch nước đường, Dung dịch NaOH… 1.1 Chất điện li Chất điện li chất ion hố dung mơi tạo thành mơi trường dẫn điện Chất điện li mạnh ion hố hồn tồn, chất điện li yếu ion hoá phần Những chất điện li mạnh yếu điển hình dẫn bảng 1.1 1.2 Phân loại chất điện li Bảng 1.1 Những chất điện li mạnh yếu điển hình Chất điện li mạnh Chất điện li yếu Các axít vơ cơ: HNO3, HClO4, H2SO4, HCl, Nhiều axít vơ H2CO3, H3BO3, HI, HBr, HClO3, HB2O3 H3PO4, H2S, H2SO3 Phần lớn axít hữu Hidroxit kim loại kiềm kiềm thổ Amoniac phần lớn bazơ hữu Phần lớn muối Halogennua, xianat, thioxianat Hg, Zn Cd Lưu ý: H2SO4 phân li hoàn thành ion HSO 4- H3O+ xếp vào chất điện li mạnh Nhưng cần nhận xét ion HSO 4- chất điện li yếu, phân li phần 1.3 Thuyết điện li 1.3.1 Thuyết Arrhenius Axít hợp chất chứa hiđro tan nước phân li cation H+ Bazơ hợp chất chứa OH tan nước phân li anion OH- Khái niệm bổ ích cho phép hình thành sở định lượng thuyết axit - bazơ Có thể đánh giá cường độ axit - bazơ theo mức độ phân li chúng dung dịch nước Ngoài ra, thuyết Arrhenius đặt sở cho mơ tả tốn học cân thiết lập kết tương tác axit bazơ Thiếu sót nghiêm trọng thuyết Arrhenius khơng đánh giá vai trị dung mơi q trình phân li Bronsted người hồn tồn độc lập với ơng Lowry (năm 1923) đưa quan niệm tổng quát axit - bazơ 1.3.2 Thuyết Bronsted – Lowry Axít tiểu phân (phân tử, ion) có khả cho proton (H+) Bazơ tiểu phân (phân tử, ion) có khả nhận proton (H+) Cần nhấn mạnh rằng, tính chất axit chất thể có mặt chất nhận proton tương tự vậy, chất thể tính bazơ có mặt chất cho proton Theo thuyết Bronsted - Lowry, diễn tả phản ứng trung hồ phương trình sau: Axit1 + Bazơ2 → Bazơ1 + Axit2 HCl + H2O → Cl– + H3O+ Ta nhận thấy axit anion, cation hợp chất trung hồ điện Rõ ràng rằng, nước đóng vai trò chất nhận proton (bazơ) năm hợp chất đầu đóng vai trị chất cho proton (axit) hai hợp chất cuối Những dung mơi có tính axit tính bazơ gọi dung mơi lưỡng tính Theo thuyết Bronsted - Lowry, chất cho proton mạnh (nghĩa axit mạnh nhất) cho proton để tạo thành chất nhận proton yếu (những bazơ liên hợp yếu nhất) Ví dụ: Phản ứng axit clohiđric, axit axetic ion amoni với nước, ta thấy ion clorua bazơ yếu nhất, ion axetat bazơ mạnh hơn, amoniac bazơ mạnh 1.3.3 Thuyết proton Axít chất có chứa thành phần cation đặc trưng dung môi định phản ứng với dung môi để tạo thành ion Bazơ chất cho anion đặc trưng dung mơi cho Cịn có quan điểm tổng quát chất axit bazơ Lewis đưa Ông định nghĩa Quan điểm Lewis cịn xa hơn, khơng gắn chặt tính chất axit - bazơ chất với có mặt proton chúng mở rộng đáng kể phạm vi q trình xếp vào loại phản ứng axit bazơ Quan niệm Lewis thuận lợi cho việc giải thích chế phản ứng hữu phản ứng tạo phức Còn với phản ứng axit - bazơ hố phân tích, thuyết Bronsted - Lowry đủ khả giải vấn đề lý thuyết thực nghiệm 1.3.4 Độ điện li Độ điện li α chất điện li tỉ số số phân tử phân li ion (n) tổng số phân tử hoà tan (n0) Vậy độ điện li chất điện li mạnh α = 1; chất điện li yếu: < α < Để phân biệt mức độ mạnh - yếu chất điện li, người ta qui ước: Chất điện li Độ điện li Sự phân li ion Yếu Trung bình Mạnh < α ≤ 0,03 0,03 < α < 0,3 0,3 < α ≤ Rất Một phần Gần hoàn toàn 1.4 Hằng số cân dung dịch 1.4.1 Sự phân li nước Những dung dịch nước ln ln có lượng nhỏ ion hiđroxoni hiđroxyl phân li nước theo phản ứng: 2H2O ↔ H3O+ + OH– Để hình dung số cân phản ứng này, sử dụng phương trình: Trong dung dịch lỗng nước, nồng độ nước lớn so với chất tan nên xem định Do đó, [H2O] phần lớn trường hợp xem đại lượng định; viết: K[H2O] = Kw = [H3O +][OH–] số Kw gọi tích số ion nước Kw phụ thuộc vào nhiệt độ Ở 25oC tích số ion nước có giá trị số 1,01.10–14 (để thuận tiện thường sử dụng đại lượng gần Kw = 1,00.10–14) Nhờ tích số ion nước ta dễ dàng tính nồng độ hiđroxyl hiđroxoni (ion hiđro) dung dịch nước 1.4.2 Cân dung dịch bão hòa chất điện li tan Trong dung dịch nước bão hồ muối tan, cân thiết lập Ví dụ, dung dịch bão hồ bạc clorua: AgCl ↔ Ag+ + Cl– Ở đây, AgCl phân tử khơng phân li dung dịch Có thể diễn tả số cân sau: K.[AgCl] = [Ag+].[Cl-] Hay T = [Ag+].[Cl-] T: tích số tan 1.4.3 Axít điện li Axít chất dung dịch điện li ion H+ (H3O+) anion gốc axít Ví dụ: HNO3 → H+ + NO3Tính axít dung dịch tính chất ion H + định, chất điện li cho nhiều ion H+ tính axít mạnh Axít mạnh axít điện li gần hồn tồn, axít yếu điện li khơng hồn tồn Đối với axít yếu: HA ↔ H+ + A- Ka gọi số cân axít (hằng số điện li), axít đa chức yếu điện li thành nhiều nấc, nấc có số axít riêng Hằng số axít chung tồn phân tử tích số axít riêng Bảng 1.2 Hằng số điện li (Ka) pKa số axít yếu 1.4.4 Bazơ điện li Bazơ chất dung dịch điện li anion OH- cation kim loại Tính bazơ ion OH- định, chất điện li nhiều ion OH- tính bazơ mạnh Bazơ mạnh bazơ điện li hồn tồn, bazơ yếu điện li khơng hồn tồn Đối với bazơ yếu: trình điện li thuận nghịch; số cân điện li bazơ gọi số bazơ NH4OH ↔NH4+ + OH- Các bazơ đa chức yếu điện li thành nhiều nấc, nấc có số bazơ riêng Hằng số bazơ chung tồn phân tử tích số bazơ riêng Bảng 1.3 Hằng số điện li (Kb) pKb số bazơ yếu 1.4.5 Cân phản ứng tạo phức Phản ứng tạo phức ion phức tan loại phản ứng phân tích quan trọng Xét ví dụ sau: Fe3+ + SCN– → Fe(SCN)2+ K số tạo phức số bền phức Hằng số không bền mô tả cân phân li ion phức Hằng số không bền nghịch đảo số bền, ví dụ: 1.4.5 Cân phản ứng oxy hóa khử Có thể biểu diễn số cân phản ứng oxi hoá khử phương pháp thơng thường Ví dụ: 6Fe2+ + Cr2O72– + 14H3O+ → 6Fe3+ + 2Cr3+ + 21H2O 1.5 Mối liên hệ số điện li độ điện li Định luật pha loãng Otswald Đây biểu thức định luật pha lỗng OstWald Nếu α ≤ 0,05 coi 1- α ≈ Từ đó: Biểu thức cho thấy: độ điện li tỷ lệ nghịch với bậc nồng độ chất điện li Đó nội dung định luật pha loãng Ostwald Khi nồng độ giảm nghĩa pha lỗng độ điện li dung dịch tăng lên 1.6 Trạng thái cân dung dịch Ví dụ: Chúng ta xét cân bằng: 2Fe3+ + 3I- → 2Fe2+ + I3Về tốc độ chiều sâu phản ứng bên phải dễ dàng xét đốn theo màu đỏ da cam, ion triiođua (ở nồng độ thấp, ba chất cịn lại phản ứng thực tế khơng màu) Nếu, ví dụ, thêm mmol sắt (III) vào lít dung dịch chứa mmol iođua kali, màu xuất sau giây hơn, cường độ màu trở thành định theo thời gian Điều chứng tỏ nồng độ triiođua không biến đổi Dung dịch với cường độ màu (và đó, với nồng độ triiođua vậy) điều chế cách thêm mmol sắt (II) vào lít dung dịch chứa mmol ion triiođua Trong trường hợp thấy cường độ mầu bị giảm nhanh chóng kết phản ứng: 2Fe2+ + I3- → 2Fe3+ + 3ICó thể lấy cấu tử phản ứng tổ hợp khác dung dịch thu đồng vừa mơ tả Khi thực đòi hỏi điều kiện: lượng thuốc thử thêm vào lít dung dịch phải có tỉ lệ sau đây: Số mmol Fe2+ = số mmol I− Số mmol Fe3+ = 2/3 số mmol I– Số mmol Fe3+ + số mmol Fe2+ = 2,00 Ví dụ, để thu dung dịch đồng với dung dịch mơ tả, trộn 0,8 mmol sắt (II), 1,2 mmol sắt (III), 0,4 mmol ion triiođua 1,8 mmol kali iođua lít dung dịch Những ví dụ dẫn rõ mối quan hệ nồng độ trạng thái cân hố học, nghĩa trạng thái cân khơng phụ thuộc vào đường đạt tới trạng thái Mặt khác, dễ dàng rằng, mối quan hệ nồng độ biến đổi tác dụng số yếu tố Ví dụ, biến đổi nhiệt độ, áp suất (nếu chất phản ứng sản phẩm phản ứng khí) nồng độ tổng quát số cấu tử Những biến đổi dự đốn cách định tính sở quy tắc Le Chatelier: Cân hố học ln ln chuyển phía chống lại tác dụng áp đặt lên Ví dụ nâng nhiệt độ dẫn tới biến đổi nồng độ kèm theo hấp thụ nhiệt; làm tăng áp suất dẫn tới tạo thành chất tích chung nhỏ Trong hố học phân tích, hiệu ứng quan trọng hiệu ứng gây nên thêm vào hỗn hợp phản ứng lượng bổ sung chất tham gia phản ứng Trong trường hợp này, cân chuyển phía làm phần chất thêm vào Ví dụ, cân ta nghiên cứu, thêm sắt (III) vào làm tăng cường độ mầu ion triiođua làm tăng lượng sắt (II) tạo thành; ngược lại, thêm sắt (II) vào gây nên hiệu ứng ngược lại Chuyển dịch cân biến đổi lượng chất tham gia phản ứng gọi hiệu ứng tác dụng trọng lượng Nếu nghiên cứu hệ mức phân tử phát rằng, tương tác chất tham gia phản ứng không dừng lại cân thiết lập Sự định tỷ lệ nồng độ ta quan sát thấy kết cân tốc độ phản ứng thuận phản ứng nghịch Điều có nghĩa là, cân hố học trình động học Các yếu tố ảnh hưởng đến chuyển dịch cân bằng: + Nồng độ chất: Khi tăng nồng độ chất hệ phản ứng làm cân chuyển dịch theo chiều làm giảm nồng độ chất Ngược lại giảm nồng độ chất làm cho cân chuyển dịch theo chiều tăng nồng độ chất - Muốn phản ứng cân cho nhiều sản phẩm tăng nồng độ chất ban đầu giảm nồng độ chất sản phẩm - Muốn ngăn ngừa không cho phản ứng xảy thêm vào hệ phản ứng lượng dư chất sản phẩm - Muốn chất ban đầu tham gia phản ứng tối đa phải dùng thật dư chất ban đầu khác + Nhiệt độ phản ứng: - Đối với phản ứng tỏa nhiệt, nhiệt độ tăng số cân giảm, cân chuyển dịch phía phản ứng nghịch (nồng độ chất sản phẩm giảm) - Đối với phản ứng thu nhiệt nhiệt độ tăng số cân tăng, cân chuyển dịch phía phản ứng thuận (nồng độ chất sản phẩm tăng) + Áp suất: Một tăng áp suất làm chuyển dịch vị trí cân theo chiều làm giảm áp suất, nghĩa theo chiều làm giảm số phân tử khí Một giảm áp suất làm chuyển dịch cân theo chiều làm tăng áp suất, nghĩa theo hướng làm tăng số phân tử khí 1.7 Phản ứng thủy phân Định nghĩa: Phản ứng thuỷ phân phản ứng trao đổi ion muối với ion nước tạo axít bazơ Điều kiện xảy ra: Phản ứng thuỷ phân xảy có tạo thành axít yếu bazơ yếu., độ pH muối phụ thuộc vào tính chất axít bazơ tạo thành Đặc điểm phản ứng thủy phân muối: + Có tính chất thuận nghịch nên áp dụng ngun lí chuyển dịch cân + Chỉ có gốc axít yếu bazơ yếu muối bị thủy phân Axít yếu, bazơ yếu gốc muối bị thuỷ phân mạnh + Khi tăng nhiệt độ độ thuỷ phân mạnh + Nếu hoà tan muối có gốc axít yếu muối cóp gốc bazơ yếu vào dung dịch thủy phân muối tăng cường lẫn bị thủy phân hoàn toàn Các loại muối thủy phân - Muối bazơ yếu với axít mạnh: Thủy phân tạo bazơ yếu pH < - Muối bazơ mạnh với axít yếu: Thuỷ phân tạo axít yếu pH > - Muối bazơ yếu với axít yếu: Thủy phân tạo axít yếu bazơ yếu Một số nhận xét - Nếu ion muối cation trung tính q trình phân li dừng lại ion bị hiđrát hố có pH dung dịch không thay đổi (pH = 7) - Nếu ion anion cation axít, bazơ lưỡng tính chúng tương tác với dung mơi nước để tạo sản phẩm có chứa chất kết tủa, bay điện li yếu Quá trình gọi thủy phân muối Trong trường hợp pH dung dịch thay đổi 1.8 Phản ứng trao đổi Phản ứng trao đổi loại phản ứng hố học, đó, chất trao đổi cho thành phần cấu tạo Từ trao đổi này, chúng hình thành nên chất Có thể phân loại phản ứng trao đổi theo thành phần chất tham gia phản ứng: Phản ứng trung hịa Phản ứng axít muối Phản ứng bazơ muối Phản ứng muối muối 1.8.1 Phản ứng trung hòa Là phản ứng axít bazơ để tạo muối nước Phản ứng tổng quát: Axit + Bazơ → Muối + Nước Ví dụ: HCl + NaOH → NaCl + H20 H2SO4 + KOH → K2SO4 + H20 1.8.2 Phản ứng axít muối Phản ứng tổng quát: Axít + Muối → Axit (mới) + Muối (mới) Điều kiện phản ứng: Axít phải tan Các chất tạo thành phải có chất kết tủa dễ bay hay dễ phân huỷ, yếu so với chất tham gia (đối với axít) Ví dụ: 2HCl + Na2CO3 → 2NaCl + H2O + CO2 (bay lên) H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 (kết tủa) + 2HCl 2HNO3 + K2S → KNO3 + 2H2S (bay hơi) 6HCl + Cu3(PO4)2 → 3CuCl2 + 2H3PO4 (yếu HCl) Thêm 30g KOH cho tan tủa hết, sau thêm 1mL dung dịch bão hịa HgCl Pha lỗng vừa đủ 200mL bàng nước Trong nước NH3 xác định nhờ phương pháp đo quang NH tác dụng với thuốc thử Nessler môi trường kiềm cho sản phẩm có màu vàng Đo độ hấp thu dung dịch phản ứng xảy sau 10phút bước sóng 430nm Phản ứng Nessler: Nguyên lý: NH3 + dd Nestler (HgCl2 + KI + KOH) → NH2Hg2IO (ioduadimercua amonium màu vàng) + KCl + H2O Ion NH4+ phản ứng với thuốc thử nessler tạo thành phức dạng keo màu vàng cam Đo hấp thu phức λmax = 400 - 410 nm Chương 4: PHA CHẾ DUNG DỊCH ĐỆM 4.1 Định nghĩa Dung dịch đệm dạng dung dịch lỏng chứa đựng hỗn hợp axit yếu bazơ liên hợp bazơ yếu axit liên hợp Ví dụ: Dung dịch chứa hỗn hợp acid yếu (acetic) với muối (natri acetat) dung dịch có cân bằng: CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ Axit Bronsted Bazơ liên hợp Dung dịch chứa bazơ yếu (ví dụ amoniac) với muối (ví dụ muối amoni clorua), dung dịch có cân bằng: NH3 + H2O NH4+ + OHHai dung dịch gọi dung dịch đệm 4.2 Tính chất dung dịch đệm Dung dịch đệm dung dịch có pH khơng biến đổi (hoặc biến đổi ít) trường hợp: Khi pha loãng; Khi thêm vào lượng nhỏ axit bazơ Dung dịch có nồng độ axit bazơ liên hợp với cao xấp xỉ tốt Ảnh hưởng pha loãng: Giá trị pH dung dịch đệm thực tế khơng thay đổi pha lỗng Ví dụ: pH dung dịch chứa 0,400 M axit focmic 1,00 M natri focmiat bao nhiêu? Tính pH dung dịch pha loãng 50 lần? Nồng độ ion hiđro dung dịch xác định cân phản ứng: H2O + HCOOH ↔ H3O+ + HCOO– số cân cân là: Theo điều kiện tập: Từ đó: [H3O+] = 7,08.10–5 mol/l → pH = –log(7,08.10–5) = 4,15 Sau pha loãng 50 lần: CHCOOH = 0,400/50 = 8,00.10–3 M CHCOONa = 1,00/50 = 2,00.10–2 M Nếu giả thiết rằng, hiệu số [H3O+] – [OH–] nhỏ so với CHCOOH CHCOONa ta có: [H3O+] = 7,08.10–5 mol/l; pH = 4,15 Kết luận: Giá trị pH dung dịch đệm khơng thay đổi pha lỗng 50 lần Thêm axit bazơ vào dung dịch đệm: Khả dung dịch đệm giữ không đổi giá trị pH thêm axít bazơ Ví dụ: Hãy tính xem pH biến đổi thêm vào 400 ml dung dịch đệm chứa NH3 0,200 M NH4Cl 0,300 M 100 ml NaOH 0,0500 M; 100 ml HCl 0,500 M Chúng ta tính giá trị pH ban đầu, giả thiết rằng: [NH3] = 0,200 M [NH4]+ ≈ [NH4Cl] = 0,300 M thay giá trị vào phương trình số phân li: [OH–] = 1,17.10–5 mol/l; pH = 14,00 – (–log1,17.10–5) = 9,07 Kết luận: pH dung dịch đệm thêm axít bazơ thay đổi khơng đáng kể Dung dịch đệm có khả ổn định pH dung dịch thêm axít bazơ 4.3 Ứng dụng dung dịch đệm Khả chống lại thay đổi pH đột ngột giúp dung dịch đệm dùng phổ biến q trình hố học cần thiết cho chu trình hố sinh Đệm lý tưởng cho độ pH xác định cần phải có số pK a với pH, tạo dung dịch có khả đệm tối đa Dung dịch đệm giúp giữ nguyên độ pH cho enzym thể sống hoạt động Nhiều enzym hoạt động điều kiện cố định; độ pH vươn xa mốc ban đầu, enzym bị chậm hoá, ngừng làm việc tệ bị biến tính, mãi khả xúc tác Hỗn hợp đệm axit cacbonic (H 2CO3) bicacbonat (HCO3−) diện huyết tương, nhằm trì pH 7,35 7,45 Trong cơng nghiệp, dung dịch đệm dùng trình lên men dùng trường hợp nhuộm riêng lẻ Chúng dùng ngành hố phân tích chuẩn độ pH 4.4 Các loại dung dịch đệm thường gặp Đệm axetat Đệm photphat Đệm photphat - xitrat Đệm amonia Đệm xitric Đệm borat Đệm photphat – borat Tris đệm 4.5 Cách pha dung dịch đệm  Dựa vào phương trình Henderson-Schwazenbach: Trong phương trình pKa số nên tỷ số định giá trị pH dung dịch, thực tế, điều khoảng xác định Khi tỷ số lớn nhỏ, phương trình trở thành không áp dụng  Phải tra pKa dạng axít trước  Ta tính tốn nồng độ A- nồng độ HA theo công thức  Từ thể tích đệm cần pha, ta tính lại lượng tác chất cần lấy  Pha đệm dung môi phù hợp  Đo pH lại để xác định pH đệm Chương PHA CHẾ DUNG DỊCH CHUẨN 5.1 Định nghĩa Dung dịch chuẩn dung dịch có nồng độ xác dùng phân tích Dung dịch chuẩn phải pha chế bảo quản đặc biệt cẩn thận Mức độ tin cậy phương pháp phân tích định mức độ tin cậy nồng độ dung dịch chuẩn Người ta pha dung dịch chuẩn có nồng độ gần so với nồng độ yêu cầu Sau người ta chuẩn độ lại “dung dịch chuẩn gốc” 5.2 Chất chuẩn gốc Chất chuẩn gốc chất tinh khiết, trực tiếp cân hịa tan để thu dung dịch có nồng độ xác Độ kết phân tích chuẩn độ phụ thuộc nhiều vào chất chuẩn gốc dùng để thiết lập (trực tiếp gián tiếp) nồng độ dung dịch chuẩn Các chất chấp nhận chất chuẩn gốc tốt cần phải thoả mãn loạt đòi hỏi quan trọng: Chúng phải có độ tinh khiết cao nhất, phải có phương pháp đơn giản, tin cậy để khẳng định độ tinh khiết chúng Phải bền, nghĩa không tác dụng với cấu tử khí Khơng chứa nước hiđrat Khơng phải chất hút ẩm có xu hướng phong hố khó làm khơ khó cân Phải dễ kiếm (giá thành vừa phải) Có phân tử gam mol đủ cao Khối lượng chất cần thiết để chuẩn hóa để điều chế dung dịch có nồng độ cho lớn phân tử gam lớn Khi khối lượng tăng sai số phép cân giảm, phân tử gam cao có khả làm giảm sai số cân lớn Chỉ có số chất thỏa mãn thoả mãn yêu cầu số chất đủ quy cách dùng làm chất chuẩn gốc bị hạn chế Trong số trường hợp, thay cho chất chuẩn thứ phải dùng chất tinh khiết Độ tinh khiết chất chuẩn thứ hai cần phải xác định đường phân tích cẩn thận Dung dịch chuẩn lý tưởng để phân tích chuẩn độ cần phải có tính chất sau: Sau điều chế nồng độ phải không biến đổi thời gian bảo quản lâu (trong vài tháng hàng năm), không cần phải chuẩn hóa lại Phản ứng nhanh với chất cần xác định để thời gian chờ đợi sau thêm phần nhỏ thuốc thử phải ngắn Phản ứng thuốc thử chất cần xác định cần phải xảy đủ hồn tồn để xác định điểm cuối đủ thoả mãn Phản ứng thuốc thử chất cần xác định cần phải xảy hợp thức, khác khơng thể tính trực tiếp khối lượng chất cần xác định Cần phải có phương pháp xác định điểm tương đương phản ứng thuốc thử với chất cần xác định, nghĩa có phương pháp xác định điểm cuối đủ thoả mãn Hiện nay, có số thuốc thử sử dụng thoả mãn hoàn toàn tất yêu cầu 5.3 Các loại dung dịch chuẩn Dựa vào mục đích sử dụng dung dịch chuẩn phân tích, chia dung dịch chuẩn làm loại chính: Các dung dịch chuẩn dùng chuẩn độ thể tích Ví dụ: dung dịch AgNO 3, KMnO4, NaCl, NaOH, HCl, H2SO4, Na2S2O3, EDTA, K2Cr2O7, I2, H2C2O4… Các dung dịch chuẩn dùng phương pháp phân tích quang học: dung dịch Fe2+, NO3-, NO2-, NH3, SO42-, PO43-… Các dung dịch chuẩn dùng phương pháp phân tích thiết bị phân tích sắc kí: Các chất chuẩn cho phân tích GC, LC thường ghi rõ nhãn pha chế dung môi khác Pha chế chất dung môi hữu sử dụng bình định mức hiệu chuẩn Thao tác pha chế phải nhanh xác người pha chế phải đào tạo có kỹ năng, thao tác tốt thực xác trình pha chế Các dung dịch chuẩn thường dùng: acid benzoic, aicd sorbic,aflatoxin, hóa chất bảo vệ thực vật, loại kháng sinh… 5.4 Cách pha chế dung dịch chuẩn 5.4.1 Pha chế dung dịch chuẩn từ ống chuẩn (ống fixanal) Ống chuẩn lượng cân xác thuốc thử dung dịch thuốc thử đóng kín ống thủy tinh Ống chuẩn bán hộp 10 ống Trên ống có ghi cơng thức lượng 0,1 hay 0,01 đương lượng gam chất đóng ống Khi chuyển hết lượng chất đóng ống bình định mức dung tích lít, dung dịch xác 0,1N hay 0,01N Trước chuẩn bị dung dịch, dùng nước nóng rửa dấu in (hay nhãn) ghi ống đi, sau rửa ống nước cất Đặt que thủy tinh chữ thập để đục ống vào phểu thủy tinh quay đầu nhọn gắn que lên Que đục thường để kèm hộp ống chuẩn Đặt phểu có que đục vào bình định mức lít Sau cẩn thận gõ ống chuẩn vào đầu nhọn que đục cho vỡ đáy Tiếp theo que đục khác đục thủng chỗ lõm bên cạnh ống (phía trên) dung dịch Dùng bình tia phun nước rữa cẩn thận chất chứa ống trơi xuống bình định mức Lắc cho chất bình tan hồn tồn thêm nước tới vạch Đậy nút bình lắc Các thuốc thử chuẩn kiềm giữ tháng, để lâu chúng bị sản phẩm ngâm chiết từ thủy tinh làm bẩn Các dung dịch chuẩn muối axít để vô thời hạn Khi dùng dung dịch chuẩn iốt 0,1N trước mở ống chuẩn cần cho vào bình định mức 30-40g KI Lượng KI đủ hịa tan hồn toàn iốt ống Nếu ống chứa 0,01 đương lượng gam iốt khơng cần thêm KI Có thể hịa tan lượng chất ống vào bình định mức dung tích 100ml hay lít để dung dịch iốt tương úng 0,1N hay 0,01N Một số ống chuẩn thường gặp: H2SO4, HCl, NaOH, KOH, Na2CO3, NaHCO3, NaCl, Na2C2O4, H2C2O4.2H2O, K2Cr2O7 5.4.2 Pha chế dung dịch chuẩn Tính tốn khối lượng (thể tích) chất chuẩn cần lấy Cân m(g) hút V(ml) chất chuẩn cho vào bình định mức, hòa tan định mức tới vạch Xác định lại nồng độ dung dịch dung dịch chuẩn có nồng độ xác biết trước Bảo quản dung dịch chuẩn bình thủy tinh nhựa quy cách 5.4.2.1 Dung dịch chuẩn AgNO3 0,1N a Pha dung dịch AgNO3 0,1N – Cân m(g) AgNO3, dùng nước cất hòa tan thành 10mL chai thủy tinh màu, để yên dung dịch ngày Sau đó, lọc dung dịch giấy lọc dùng nước cất định mức tới vạch 100ml bình định mức lắc dung dịch trước xác định xác nồng độ Dung dịch chuẩn NaCl 0,1N: + Nếu có Fixanal NaCl dùng để pha dung dịch NaCl 0,1N + Nếu khơng có, lấy NaCl rắn tinh khiết Làm sau: Cân khoảng 1-2g muối sấy tủ sấy 105 oC 1h Sau cân 0,585g pha thành 100mL dung dịch NaCl 0,1N Dung dịch bảo quản tháng b Xác định lại nồng độ dung dịch AgNO3 Pha dung dịch chuẩn NaCl 0,1N: – Dùng ống Fixanal NaCl 0,1N pha thành 1L dung dịch NaCl 0,1N Tiến hành chuẩn độ: – Hút xác 10 mL dung dịch chuẩn NaCl 0,1N cho vào bình tam giác 250 mL, thêm vài giọt thị K2CrO4 10% – Dùng dung dịch AgNO3 pha (đang xác định lại xác nồng độ dung dịch) cho vào buret (làm thao tác xác theo quy định sử dụng buret chuẩn độ) – Định phân dung dịch bình tam giác dung dịch xuất tủa đỏ gạch Ghi thể tích VmL dung dịch AgNO tiêu tốn trình định phân – Tiến hành chuẩn độ lần lấy kết trung bình Cơng thức tính: Bảo quản: Dung dịch bảo quản chai thủy tinh nâu, đậy kín 5.4.2.2 Dung dịch chuẩn KMnO4 0,1N a Pha dung dịch chuẩn KMnO4 0,1N − Cân m(g) KMnO4, dùng nước cất hòa tan cốc thủy tinh 100mL, thêm nước cất đến vạch 50mL cốc, khuấy dung dịch đũa thủy tinh Sau đó, đậy nắp để ngày − Gạn lấy phần dung dịch trên, bỏ phần cặn định mức thành 100mL b Xác định lại nồng độ dung dịch KMnO4 Pha dung dịch chuẩn H2C2O4 0,1N − Dùng ống Fixanal H2C2O4 để pha dung dịch H2C2O4 0,1N − Hút xác 10 mL dung dịch H2C2O4 0,1N, cho vào bình tam giác 250mL, thêm 10 mL dung dịch H2SO4 30% đun nóng dung dịch đến nhiệt độ 70÷ 800C − Lấy dung dịch khỏi bếp, tiến hành chuẩn độ dung dịch H2C2O4 0,1N Tiến hành chuẩn độ: − Dùng dung dịch KMnO4 pha cho vào buret màu nâu (đang xác định lại xác nồng độ dung dịch) cho vào buret (làm thao tác xác theo quy định sử dụng Buret chuẩn độ) − Định phân với bình erlen đựng dung dịch H 2C2O4 pha sẵn bình, xuất màu hồng nhạt bền khoảng 30 giây − Tiến hành chuẩn độ lần lấy kết trung bình Cơng thức tính: Bảo quản: Bảo quản dung dịch chai thủy tinh nâu đậy nắp kín 5.4.2.3 Dung dịch chuẩn Na2S2O3 0,1N a Pha dung dịch Na2S2O3 0,1N − Cân xác khoảng m(g) Na2S2O3 5H2O cốc thủy tinh − Dùng 10mL nước cất (đun sôi để nguội) hòa tan, lắc dung dịch, để dung dịch ngày sau đem lọc, pha lỗng thành 100mL b Xác định xác nồng độ Na2S2O3 Pha dung dịch K2Cr2O7 0,1N Hòa tan m(g) K2Cr2O7 100ml nước cất Tiến hành chuẩn độ: − Dùng pipet hút 10ml K2Cr2O7 0,1N cho vào bình tam giác 250ml, 10ml H 2SO4 1M, 10ml KI 5%, đậy nắp bình tam giác để yên bóng tối 3-5 phút − Cho dung dịch Na2S2O3 xuất màu vàng nhạt, thêm vài giọt thị hồ tinh bột Chuẩn độ màu thị hồ tinh bột Ghi thể tích Na2S2O3 tiêu tốn trình chuẩn độ − Tiến hành chuẩn độ lần để lấy giá trị trung bình Cơng thức tính: Bảo quản: Bảo quản dung dịch bình nhựa có nắp đậy kín 5.4.2.4 Dung dịch NaOH chuẩn 0,1N a Pha dung dịch NaOH 0,1N − Hòa tan m(g) NaOH rắn 50ml nước cất Để nguội nhiệt độ phòng, chuyển vào bình nhựa, để yên 10-12 ngày, chờ dung dịch lắng cặn lọc, định mức tới 100ml nước cất b Xác định lại nồng độ dung dịch NaOH - Pha dung dịch H2C2O4 0,1N từ ống chuẩn - Hút 10ml NaOH pha cho vào bình tam giác 250ml, thêm vài giọt thị PP 1% Chuẩn độ dung dịch H2C2O4 0,1N xuất màu hồng nhạt bền vững vịng 30 giây Ghi thể tích H2C2O4 0,1N tiêu tốn - Chuẩn độ lần Ghi giá trị trung bình Cơng thức tính: 5.4.2.5 Dung dịch chuẩn I2 0,1N a Pha dung dịch I2 0,1N − Hòa tan 12,7g iot vào 300ml dung dịch nước 40g KI thêm nước vào 1l Để lắng 2-3 ngày xác định nồng độ dung dịch chuẩn − Dung dịch I2 pha xong, xác định lại nồng độ dung dịch Na 2S2O3 chuẩn 0,1N − Pha dung dịch chuẩn bị: + Dung dịch H2SO4 1M: SV tính tốn lượng H2SO4 1M cần lấy từ H2SO4 đậm đặc b Xác định lại nồng độ dung dịch I2 Pha dung dịch Na2S2O3 0,1N từ ống chuẩn ♦ Tiến hành chuẩn độ: − Hút xác 10mL dung dịch vừa pha cho vào bình tam giác 250mL, thêm vào 5mL dung dịch H2SO4 1M − Dùng dung dịch chuẩn Na 2S2O3 0,1N định phân đến dung dịch bình tam giác cịn màu vàng nhạt, cho vào 2÷3 giọt thị hồ tinh bột, định phân tiếp dung dịch chuẩn Na2S2O3 đến màu thị Ghi thể tích VmL dung dịch chuẩn Na2S2O3 tiêu tốn cho trình định phân – Tiến hành chuẩn độ lần lấy kết trung bình ♦ Cơng thức tính: ♦ Bảo quản: Bảo quản dung dịch chai thủy tinh màu nâu, đậy nắp kín 5.4.2.6 Dung dịch chuẩn EDTA 0,1N a Pha dung dịch EDTA 0,1N − Cân 18,6g EDTA cho vào cốc 250ml, hòa tan nước cất, chuyển vào bình định mức 1000ml, định mức tới vạch − Dung dịch chuẩn EDTA hiệu chuẩn lại nồng độ CaCO3 b Xác định lại nồng độ dung dịch EDTA − Cân xác khoảng 5,0045g CaCO3 cho vào bình định mức 1000ml, thêm 30ml dung dịch HCl loãng (1:1) Sau tan, định mức tới vạch nước cất ♦ Tiến hành chuẩn độ − Lấy 25ml dung dịch CaCO3 0,1N chuẩn bị vào bình tam giác 250ml, thêm nước đến 100ml, thêm dung dịch NaOH (hoặc KOH) đến pH= 12÷12,5, thêm 0,1÷0,2g hỗn hợp murexit Chuẩn độ dung dịch từ màu hồng sang màu tím dung dịch EDTA 0,1N − Tiến hành chuẩn độ lần lấy kết trung bình ♦ Cơng thức tính: Trong đó: ♦ Bảo quản: Bảo quản dung dịch EDTA chai nhựa, đậy kín 5.4.2.6 Dung dịch Fe2+ 1000ppm − Hịa tan m(g) (NH4)2Fe(SO4)2.6H2O 50mL nước cất − Thêm 0,5mL H2SO4 đậm đặc, chờ nguội, chuyển vào bình định mức 100mL, tráng, rửa cốc thật định mức tới vạch nước cất Chương PHA CHẾ DUNG DỊCH TẨY RỬA 6.1 Định nghĩa Chất tẩy rửa loại chất dùng để làm vật 6.2 Các loại dung dịch tẩy rửa 6.2.1 Hỗn hợp dung dịch sunfocromic Thường dùng hỗn hợp sunfocromic phịng thí nghiệm để tẩy rửa dụng cụ thủy tinh Hỗn hợp sunfocromic dùng tẩy rửa mơi trường acid muối cromate chất oxy hóa mạnh Cách pha chế: Thêm 5% (theo khối lượng) kalidicromate tinh thể nghiền mịn thành bột vào acid sunfuric đậm dặc, cẩn thận đun nóng bát sứ nồi cách thủy cho tan Để pha chế hỗn hợp sunfocromic, dùng natri dichromate hịa tan nước , sau cẩn thận thêm acid sunfuric vào dung dịch Pha chế hỗn hợp theo tính tốn Nước 100ml Natridicromte 6g Acid sunfuric d = 1,84 100ml Hỗn hợp bảo quản bình thủy tinh nâu Hỗn hợp sunfocromic tác dụng mạnh lên da quần áo sử dụng phải cẩn thận 6.2.2 Dung dịch kalipermanganate 4% Dung dịch kalipermanganate chất oxy hóa mạnh, đặc biệt dung dịch đun nóng acid hóa acid sunfuric, rót dung dịch rửa sơ nước nóng, đánh chổi hay bàn chải Sau tia mỏng acid sunfuric đặc đủ nóng, để tất chất bẩn oxy hóa nhanh Cần lấy lượng acid để sau thêm acid nhiệt độ dung dịch khoảng 50 ÷60 oC Thường khoảng 3÷ 5ml acid sunfuric thêm vào 100ml KMNO4 KMNO4 4g Nước cất 100ml 6.2.3 Hỗn hợp acid clohydric hydroperoxyt Hỗn hợp chứa thể tích dung dịch HCl 6N dung dịch hydroperoxyt 5÷6% chất oxy hóa tiện thuận lợi để rửa dụng cụ hóa học 6.2.4 Dung dịch kiềm 40% NaOH 40g Thêm nước hòa tan vừa đủ 100g