GT hoa phan tich

Chương 1: Dung dịch chất điện ly cân bằng hóa học Chương 2: Đại cương về phân tích khối lượng và phân tích thể tích Chương 3: Cân bằng acid - bazo. Chuẩn độ acid - bazo Chương 4: Cân bằng Oxy hóa khử. Chuẩn độ Oxy hóa khử Chương 5: Phức chất và thuốc thử hữu cơ trong hóa phân tích. Chuẩn độ Complexon Chương 6: Cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan. Chuẩn đọ kết tủa

3 1. CHNG 1 DUNG DCH CHT IN LY CÂN BNG HOÁ HC 1.1. CHT IN LY MNH VÀ CHT IN LY YU Cht đin li mnh trong dung dch thc t phân li hoàn toàn, đa s các mui tan, kim và axit mnh đu thuc nhóm này. Trong dung dch, cht đin li yu phân li không hoàn toàn. Các axit yu, baz yu và phc cht là các cht đin li yu.  đc trng cho kh nng phân li ca các cht trong dung dch, ngi ta dùng hai đi lng : đ đin li α và hng s đin li K ( h ng s cân bng).  đin li α ca mt cht ph thuc vào nhit đ, bn cht ( th hin qua hng s đin li K) và nng đ ca cht đin li trong dung dch.  đin li α và hng s đin li K liên h vi nhau qua h thc Ostwald nh sau: α α − = 1 2 C K (C: nng đ ban đu ca cht tan) 1.2. CÂN BNG HOÁ HC VÀ HOT  1.2.1. Nhc li mt s kin thc cn dùng 1.2.1.1. Nng đ gc (C 0 ) 1.2.1.2. Nng đ ban đu (C): 1.2.1.3. Nng đ cân bng [ ] 1.2.1.4. nh lut bo toàn nng đ Phát biu: nng đ ban đu ca mt cu t nào đó bng tng nng đ cân bng các dng tn ti ca cu t đó trong dung dch thi đim cân bng. 1.2.1.5. nh lut bo toàn đin tích  đm bo tính trung hoà đin ca dung dch cht đin li, tng đin tích âm ca các anion bng tng đin tích dng ca các cation có mt trong dung dch. 1.2.2. Cân bng và hng s cân bng Nng đ cân bng đc tính trên hng s cân bng. mA + nB + pC + qD + (a) 4 trong đó A, B, C, D, là nhng cu t tham gia cân bng (a) mà chúng không tích đin. Áp dng đnh lut tác dng khi lng ta có: [ ] [ ] [][] K nBA DC m qp = (1.1) trong đó [A], [B], [C], là nng đ cân bng K ca các cht A, B, C, Nu A, B, C, là nhng ion thì trong biu thc (1.1) ta phi thay nng đ bng hot đ do phi tính đn tng tác tnh đin ca chúng. Nh vy, hot đ là nng đ thc ca ion trong dung dch. Mi liên h gia hot đ (a) và nng đ (C): a = f.C (1.2) f: h s hot đ; nó ph thuc vào lc ion µ ca dung dch. Lc ion µ biu th tng tác tnh đin gia các ion trong dung dch: µ ).( 2 1 2 1 i n i i ZC ∑ = = C i : nng đ ca ion i; Z: đin tích ca ion i. Tu thuc vào µ mà f có các giá tr khác nhau. 5 2. CHNG 2 I CNG V PHÂN TÍCH KHI LNG VÀ PHÂN TÍCH TH TÍCH 2.1. NGUYÊN TC CHUNG CA PHNG PHÁP PHÂN TÍCH KHI LNG Phân tích khi lng là phng pháp phân tích đnh lng da vào vic cân khi lng sn phm to thành sau phn ng kt ta bng phng pháp hoá hc hay phng pháp vt lí. Do cht phân tích chim mt t l xác đnh trong sn phm đem cân nên t khi lng sn phm d dàng tính đc lng cht phân tích trong đi tng phân tích. 2.2. CÁC PHNG PHÁP PHÂN TÍCH KHI LNG Phng pháp phân tích khi lng có th đc tin hành theo các phng pháp sau: phng pháp đy, phng pháp đin phân, phng pháp chng ct, phng pháp kt ta. 2.2.1. Phng pháp đy: 2.2.2. Phng pháp đin phân 2.2.3. Phng pháp chng ct 2.2.4. Phng pháp kt ta 2.3. Phng pháp kt ta 2.3.1. Ni dung và yêu cu ca kt ta trong phng pháp kt ta Cn phân bit dng kt ta và dng cân. 6 2.3.2. iu kin đ tin hành phân tích theo phng pháp kt ta 2.3.2.1. Thuc kt ta 2.3.2.2. Lng cht phân tích 2.3.2.3. Nng đ thuc th 2.3.2.4. Lc kt ta 2.3.2.5. Ra kt ta 2.3.2.6. Làm khô và nung kt ta 2.4. PHNG PHÁP PHÂN TÍCH TH TÍCH 2.4.1. i cng v phân tích th tích Phng pháp phân tích th tích là phng pháp phân tích đnh lng da vào vic đo chính xác th tích ca dung dch thuc th (B) đã bit trc nng đ chính xác (dung dch chun) tác dng va đ vi mt th tích nht đnh ca cht cn phân tích (A) và da vào đnh lut đng lng hoc đnh lut hp thc đ xác đnh : A + B = C + D A BB A V NV N . = Mt s đnh ngha và khái nim cn nm: Quá trình đnh phân, đim tng đng, đim cui chun đ. 2.4.1.1. Cht ch th Cht ch th là cht có kh nng cho tín hiu nht đnh (đi màu, kt ta, ) ti đim tng đng. Vic dng qúa trình chun đ là da vào hiu ng ca cht ch th. Do đó vic hiu bn cht ca cht ch th cho phép ta tính đc sai s ca phép phân tích. 2.4.1.2. Dung dch chun gc (dung dch tiêu chun) Dung dch chun gc và cách pha. 2.4.2. Các phn ng dùng trong phân tích th tích 2.4.3. Phân loi các phng pháp phân tích th tích 1)Phng pháp chun đ axit baz (chun đ trung hoà): da trên phn ng axit baz. 2)Phng pháp chun đ oxy hoá kh: da trên phn ng oxy hoá kh. 3)Phng pháp chun đ to phc: da trên các phn ng to phc bn (thuc th dùng nhiu nht là các complexon). 7 4)Phng pháp chun đ kt ta: da vào phn ng to kt ta. 2.4.4. Các cách chun đ 2.4.4.1. Chun đ trc tip 2.4.4.2. Chun đ ngc 2.4.4.3. Chun đ thay th 2.4.4.4. Chun đ gián tip 2.4.4.5. Chun đ phân đon 2.4.5. Cách biu din nng đ trong phân tích th tích 2.4.5.1. Nng đ th tích 2.4.5.2. Nng đ phn trm khi lng: 2.4.5.3. Nng đ mol 2.4.5.4. Nng đ đng lng 2.4.5.5.  chun 2.4.5.6. Nng đ phn triu và phn t i vi các dung dch rt loãng hoc có hàm lng cht xác đnh rt nh, ngi ta dùng nng đ này. 2.4.6. Cách tính kt qu trong phân tích th tích Trong phân tích th tích, vic tính toán kt qu ph thuc vào cách biu din nng đ và cách phân tích. Nguyên tc chung là da vào nng đ, phng trình phn ng và có th tính theo đnh lut hp thc hoc theo đnh lut đng lng. nh lut hp thc: Khi phn ng hoàn toàn thì to đ cc đi ca mi cht phn ng phi bng nhau. To đ cc đi bng s mol ban đu chia cho h s hp thc ca mi cht. Gi s có phn ng aA + bB = cC + dD a, b, c, d : h s hp thc ca A, B, C, D. nh lut hp thc biu din nh sau: b VC a VC BBAA = nh lut đng lng : s đng lng mol ca dung dch chun bng s đng lng mol cht xác đnh đã phn ng vi nhau: V A .N A = V B .N B = a B / B 8 2.4.6.1. Trng hp chun đ trc tip 2.4.6.2. Trng hp chun đ ngc 2.4.6.3. Trng hp chun đ gián tip 3. CHNG 3 CÂN BNG AXIT BAZ. CHUN  AXIT BAZ 3.1. CÁC QUAN NIM V AXIT, BAZ 3.1.1. Thuyt axit, baz ca Arhenius Trong dung dch nc, axit là nhng cht phân ly cho ion hydro (H + ), baz là nhng cht phân ly cho ion hydroxit (OH - ). 3.1.2. Thuyt axit, baz ca Brönsted – Lowry 3.1.2.1. Ni dung Axit (có th là phân t : HCl, H 2 SO 4 ,… hoc ion: Al 3+ , NH 4 + ,…) là nhng cht có kh nng cho proton. Baz (có th là phân t: NaOH, KOH… hoc ion: CO 3 2- , Cl - ,…) là nhng cht có kh nng nhn proton. Phn ng axit là phn ng mà trong đó có s cho và nhn proton. Ta có th biu din nh sau: HA H + + A - (axit) B + H + BH + (baz) HA + B A - + BH + A - là baz liên hp ca axit HA: HA/A - , BH + là axit liên hp ca baz B:B/BH + Khi hoà tan mt axit hay mt baz vào dung môi thì s có tng tác gia axit và baz đó vi dung môi, to ra các cp axit /baz liên hp : axit + S (dung môi) baz + SH + baz+ S (dung môi) axit + S - Theo thuyt này thì các axit, baz có th là phân t, anion, cation. Ngoài ra còn có các cht lng tính, ví d nh nc: 9 H 2 O (axit) H + + OH - (baz) H 2 O (baz) + H + H 3 O + (axit ) 3.1.2.2. Dung môi Theo thuyt axit,baz ca Brosted – Lowry, dung môi đóng vai trò quan trng quyt đnh đ mnh yu ca axit, baz. Da vào kh nng cho và nhn proton ca dung môi, ta chia dung môi thành hai nhóm: dung môi không cha proton và dung môi có cha proton. 3.1.2.3. Phn ng axit, baz Theo Brosted – Lowry, phn ng axit baz đc biu din nh sau: Axit (1) + Baz (2) Axit (2) + Baz (1) 3.1.2.4. Cng đ axit, cng đ baz. Hng s axit K A , hng s baz K B Cng đ axit, cng đ baz nói lên kh nng cho hoc nhn proton ca các axit, baz. Kh nng cho nhn proton này đc đánh giá qua hng s axit K A , hng s baz K B . Xét axit HA trong nc, ta có cân bng: HA + H 2 O H 3 O + + A - [ ] [ ] [] HA AOH K A −+ = * 3 (2) K A : v bn cht là hng s cân bng nên nó không đi và ph thuc vào nhit đ. K A là đi lng đc trng cho cng đ ca axit. K A càng ln, axit càng mnh và ngc li. Tng t có hng s baz K B : B + H 2 O BH + + OH - [ ] [ ] [] + −+ = B OHBH K B * (3) K B v bn cht là hng s cân bng nên nó không đi và ph thuc nhit đ. K B là đi lng đc trng cho cng đ baz. K B càng ln tính baz càng mnh. 3.2. CÂN BNG AXTI BAZ TRONG MÔI TRNG NC 3.2.1. Tích s ion ca nc, ch s hydrogen: pH = -lga H+ ; pOH = -lga OH- Trong phân tích thng dùng các dung dch loãng nên có th xem h s hot đ bng 1, lúc đó pH=-lg[H + ] ; pOH=-lg[OH - ]. Ta luôn có : pH + pOH = 14 3.2.2. Quan h gia K A , K B ca mt cp axit, baz liên hp K A .K B = K H2O (25 0 C) = 10 -14 10 K H2O (25 0 C) : tích s ion ca nc  25 0 C.  đn gin ngi ta dùng đi lng ch s cng đ axit pK A và ch s cng đ baz pK B vi: pK A = -lgK A ; pK B = -lgK B Lúc đó: pK A + pK B = 14 3.2.3. Tính pH ca mt axit, baz, mui trong nc 3.2.3.1. Công thc tng quát tính pH ca dung dch hn hp axit và baz liên hp Bài toán: Xét dung dch cha hn hp gm axit HA có nng đ C A , K A và baz liên hp A - di dng NaA có nng đ C B . [] [ ] [ ] [][ ] −+ −+ + −+ +− = OHHC OHHC .KH B A A (6) (6) là công thc tng quát tính pH ca dung dch cha cp axit/baz liên hp. 3.2.3.2. Tính pH ca dung dch axit mnh đn chc Các axit mnh thng gp là nhng axit đn chc nh: HCl, HNO 3 , HBr, tr H 2 SO 4 là đa axit có K 1 = ∞, K 2 = 10 -2 . Axit mnh trong nc phân li hoàn toàn: HA H + + A - [H + ] 2 - C A . [H + ] - K H2O = 0 (8) Phng trình (8) dùng đ tính chính xác pH ca dung dch axit mnh. 3.2.3.3. Tính pH ca dung dch baz mnh đn chc [H + ] 2 + C B. [H + ] - K H2O = 0 (11) Phng trình (11) dùng đ tính chính xác pH ca dung dch baz mnh. 3.2.3.4. Tính pH ca dung dch axit yu đn chc Vì trong dung dch ch có axit yu nên coi nh C B = 0 và lúc đó công thc tng quát đ tính pH ca dung dch axit yu nói chung là: [] [ ] [ ] [][ ] −+ −+ + − +− = OHH OHHC KH A A * (13) 3.2.3.5. Tính pH ca dung dch baz yu đn chc [] [ ] [ ] [][ ] −+ −+ + −+ +− = OHHC OHH KH B A * 3.2.3.6. Tính pH ca dung dch cha axit và baz liên hp (HA / A - ) Nu thêm vào nc axit HA và baz liên hp A - ( dng NaA) thì lng ion hydro có th tng hoc gim, dung dch s tr nên axit hay baz. Tu theo môi trng ca dung dch là axit hay baz mà có th chia các trng hp đ xem xét. 11 3.2.3.7. Tính pH ca dung dch đa axit Theo Brosted – Lowry, đa axit là nhng axit mà phân t hay ion ca nó có th cho 2 proton tr lên và s tng ng vi các hng s axit K 1 ,K 2 , K n . 1)Nu axit không qúa yu (K 1 ≥ 10 -4 , pK 1 ≤ 4), áp dng công thc : [] [ ] [] + + + − = H HC .KH A 1 2)Nu axit quá yu (K 1 < 10 -4 , pK 1 > 4), áp dng công thc : [ ] AA C.KH = + ; pH = 2 1 (pK A – lgC A ) 3.2.3.8. Tính pH ca dung dch đa baz Theo Brosted – Lowry, baz đa chc là nhng baz mà phân t hay ion ca nó có kh nng nhn 2 proton tr lên.Ví d: Na 2 CO 3 , Ca(OH) 2 , Na 3 PO 4 , 1)Nu đa baz không quá yu ( K B1 10≥ -4 , pK B1 ≤ 4), công thc tng quát (6) đc đn gin li và ta tính pH theo công thc: C B [H + ] 2 - K H2O .[H + ] - K H2O .K cuicùng = 0 2)Nu đa baz quá yu (K B1 < 10 -4 , pK B1 > 4), công thc tng quát (6) đc đn gin li và ta tính pH theo : pH = 14 - 2 1 (pK B1 – lgC B ) = 7 + 2 1 (pK cuicùng + lgC B ) 3.2.3.9. Tính pH ca dung dch cht lng tính Các cht nh NaHCO 3 , Na 2 HPO 4 ,…trong dung dch phân ly thành các ion HCO 3 - , HPO 4 - , …Các ion này đu là các cht lng tính. Nu C 0 >> K 1 và C 0 .K 1 >> K H2O ta có công thc rút gn thng dùng: [] 21 .KKH = + ; pH = )( 2 1 21 pKpK + Công thc này cho thy pH ca dung dch mui axit không ph thuc vào nng đ ca nó mà ch ph thuc vào các giá tr hng s phân ly axit. 3.3. DUNG DCH M 3.3.1. Khái nim dung dch đm Dung dch đm là dung dch hn hp ca axit yu và baz liên hp ca nó (hoc baz yu và axit liên hp), dung dch này có kh nng gi đc pH gn nh không đi 12 khi ta thêm vào dung dch 1 lng nh axit hoc baz mnh hoc pha loãng 1 s ln nht đnh. Công thc tính: B A A C C pKpH lg−= hay B A A C C pKpH lg−= (25) 3.3.2. m dung m dung là s mol axit mnh hay baz mnh thêm vào 1 lít dung dch đm đ pH ca dung dch thay đi 1 đn v. Công thc tính : C CbCa * *303,2= β β : mol C A : nng đ axit, C B : nng đ baz liên hp, C = C A + C B β ma x khi C A = C B = C/2 hay β ma x = 2,303.C/4= 0,575.C ngha là β ma x khi pH = pK A . 3.3.3. ng dng dung dch đm trong phân tích ( làm môi trng) 1)Trong phân tích đnh tính : dung dch đm dùng làm môi trng tách các ion ra khi nhau hoc phát hin ion bng phn ng đc trng. 2)Trong phân tích đnh lng : dung dch đm dùng làm môi trng chun đ xác đnh nng đ các cht. 3.4. PHNG PHÁP CHUN  AXIT BAZ 3.4.1. Bn cht ca phng pháp Phng pháp chun đ axit baz là phng pháp phân tích th tích da vào phn ng trung hoà : A 1 + B 2 B 1 + A 2 (A, B là axit, baz tng ng). Phng pháp này dùng đ xác đnh ch yu các axit, baz ( hoc các cht có tính axit, tính baz ). Dung dch chun trong phng pháp này là axit mnh hoc baz mnh (HCl, H 2 SO 4 , NaOH, KOH,…).Các cht này không đáp ng các yêu cu ca cht gc nên không phi là cht gc. Vì vy, các dung dich này ch đc chun b vi nng đ gn đúng. Sau đó nng đ các dung dch này s đc chun hoá bng dung dch chun gc khác.