Giáo trình hóa phân tích 12

885/QĐ-CĐCĐ 15/07/2022 10:49:57 ỦY BAN NHÂN DÂN TỈNH KON TUM TRƯỜNG CAO ĐẲNG CỘNG ĐỒNG KON TUM GIÁO TRÌNH MƠN HỌC: HĨA PHÂN TÍCH 1&2 NGÀNH: DƯỢC TRÌNH ĐỘ: CAO ĐẲNG (Ban hành kèm theo Quyết định số /QĐ-CĐCĐ ngày / / 20 Hiệu trưởng Trường Cao đẳng Cộng đồng Kon Tum) Kon Tum, năm 2022 i MỤC LỤC Trang TUYÊN BỐ BẢN QUYỂN ix LỜI GIỚI THIỆU x MỞ ĐẦU: CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN VỀ HĨA PHÂN TÍCH Các định luật 1.1 Định luật bảo toàn khối lượng 1.2 Định luật thành phần không đổi 1.3 Định luật đương lượng Những khái niệm 2.1 Nồng độ dung dịch Các cách biểu thị nồng độ 2.2 Tích số tan Điều kiện kết tủa hòa tan 11 PHẦN A: PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH 16 CHƯƠNG 1: ĐẠI CƯƠNG VỀ PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH CÁC ION TRONG DUNG DỊCH 16 Các phương pháp phân tích định tính 16 1.1 Phương pháp hóa học 16 1.2 Phương pháp vật lý - hóa lý 16 1.3 Phân tích ướt phân tích khơ 17 1.4 Phân tích riêng biệt phân tích hệ thống 17 Thuốc thử phản ứng định tính 18 2.1 Yêu cầu thuốc thử phân tích 18 2.2 Thuốc thử theo tác dụng phân tích 19 Phân tích định tính cation theo phương pháp acid-base 19 CHƯƠNG 2: PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH CATION NHĨM I: Ag+, Pb2+, Hg22 24 Đặc tính hóa học cation nhóm I 25 Các phản ứng phân tích đặc trưng cation nhóm I 25 2.1 Với HCl loãng 25 2.2 Với KI hay KBr 26 2.3 Với K2CrO4 26 ii Sơ đồ phân tích 28 THÍ NGHIỆM THỰC HÀNH 29 CHƯƠNG 3:PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH CATION NHĨM II: Ca2+,Ba2+, Sr2+ 31 Tính chất chung 31 Các phản ứng phân tích đặc trưng cation nhóm II 32 2.1 Với H2SO4 loãng 32 2.2 Với Na2CO3, K2CO3 (NH4)2CO3 32 2.3 Với K2CrO4 32 2.4 Với amoni oxalat (NH4)2C2O4 32 Sơ đồ phân tích 33 THÍ NGHIỆM THỰC HÀNH 35 Tính chất chung 38 Các phản ứng phân tích đặc trưng cation nhóm III 39 2.1 Với NaOH hay KOH 39 2.2 Với NH3 39 2.3 Với Na2HPO4 39 Sơ đồ phân tích 40 THÍ NGHIỆM THỰC HÀNH 41 CHƯƠNG 5: PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH CATION NHĨM IV: Fe3+, Fe2+, Bi3+, Mg2+, Mn2+ 43 Tính chất chung 43 Các phản ứng phân tích đặc trưng cation nhóm IV 44 2.1 Với NaOH 44 2.2 Với Na2CO3 45 2.3 Với tác nhân oxy hóa mạnh Mn2+ → MnO4 45 2.4 Với KSCN 45 2.5 Với K3[Fe(CN)6] 46 2.6 Với K4[Fe(CN)6] 46 Sơ đồ phân tích 47 iii TÓM TẮT CHƯƠNG 48 THÍ NGHIỆM THỰC HÀNH 49 CHƯƠNG 6: PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH CATION NHĨM V: Cu2+, Hg2+ 52 Tính chất chung 52 Các phản ứng phân tích đặc trưng cation nhóm V 52 2.1 Với NaOH 52 2.2 Với dung dịch NH3 53 2.3 Với H2S hay Na2S 53 2.4 Với SnCl2 NaOH 53 2.5 Với KI 54 Sơ đồ phân tích 54 THÍ NGHIỆM THỰC HÀNH 56 CHƯƠNG 7: PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH CATION NHĨM VI: K+,Na+, NH 4 58 Tính chất chung 58 Các phản ứng phân tích đặc trưng cation nhóm VI 58 2.1 Tìm K+ 58 2.2 Tìm NH 4 59 2.3 Tìm Na+ 60 Sơ đồ phân tích 60 THÍ NGHIỆM THỰC HÀNH 61 CHƯƠNG 8: PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH ANION NHĨM I: 64 Cl-, Br-, I-, SCN-, S2O32 64 Tính chất chung 64 Các phản ứng phân tích đặc trưng anion nhóm I 65 2.1 Phản ứng Cl- 65 2.2 Phản ứng Br- 65 2.3 Phản ứng I- 66 2.4 Phản ứng SCN- 66 2 2.5 Phản ứng S2O3 67 Sơ đồ phân tích (3, 6, 7) 68 iv THÍ NGHIỆM THỰC HÀNH 71 CHƯƠNG 2 3 9: PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH ANION NHĨM II: CO3 , PO4 , CH 3COO , AsO33 , AsO43 , SO32 , SO42 ( S2O32 ) 73 Đường lối phân tích anion nhóm II 74 Các phản ứng phân tích đặc trưng anion nhóm II 74 2.1 Các phản ứng ion SO42 : 75 2.2 Các phản ứng SO32 75 2.3 Các phản ứng S2O32 75 2.4 Các phản ứng ion PO43 : 76 2.5 Các phản ứng AsO33 76 2.6 Các phản ứng AsO43 77 Sơ đồ phân tích anion nhóm II 77 THÍ NGHIỆM THỰC HÀNH 79 PHẦN B: PHÂN TÍCH ĐỊNH LƯỢNG 83 CHƯƠNG 1: ĐẠI CƯƠNG VỀ HÓA PHÂN TÍCH ĐỊNH LƯỢNG 83 Đối tượng phân tích định lượng 83 Phân loại phương pháp phân tích định lượng 84 2.1 Các phương pháp hóa học 84 2.2 Các phương pháp vật lý hóa lý 85 Nguyên tắc chung phương pháp hóa học dùng định lượng85 Các bước chủ yếu qui trình phân tích 86 4.1 Xác định vấn đề 86 4.2 Chọn phương pháp 86 4.3 Lấy mẫu bảo quản 87 4.4 Xử lý mẫu 87 4.5 Tiến hành thực nghiệm 87 4.6 Xử lý kết phân tích 87 4.7 Trình bày kết (hoặc báo cáo kết quả) 87 Sai số phân tích định lượng hóa học 87 5.1 Một số khái niệm 87 v 5.2 Các loại sai số 88 5.3 Cách ghi liệu thực nghiệm theo qui tắc chữ số có nghĩa 90 CHƯƠNG 2: PHƯƠNG PHÁP PHÂN TÍCH KHỐI LƯỢNG 92 Nội dung phân loại 92 1.1 Phương pháp kết tủa 93 1.2 Phương pháp bay 93 Những động tác phương pháp Phân tích khối lượng 94 2.1 Hòa tan 94 2.2 Kết tủa 94 2.3 Lọc tủa 95 2.4 Rửa tủa 96 2.5 Sấy nung 97 2.6 Cân 97 Cách tính kết phân tích khối lượng 97 3.1 Trong phương pháp kết tủa 97 3.2 Trong phương pháp bay hơi: 98 Một vài thí dụ áp dụng định lượng phương pháp khối lượng 99 4.1 Định lượng Clorid 99 4.2 Định lượng Na2SO4 100 Dung dịch chuẩn 101 khái niệm dung dịch chuẩn 101 5.2 Các cách pha dung dịch chuẩn 101 5.3 Cách điều chỉnh nồng độ dung dịch 104 THÍ NGHIỆM THỰC HÀNH 105 CHƯƠNG 3: PHƯƠNG PHÁP PHÂN TÍCH THỂ TÍCH 112 Nội dung phương pháp phân tích thể tích 113 Yêu cầu phản ứng phân tích thể tích 114 Phân loại 114 3.1 Phương pháp acid-base (phương pháp trung hòa) 114 3.2 Phương pháp oxy hoá khử 114 vi 3.3 Phương pháp kết tủa 114 3.4 Phương pháp tạo phức 115 Các kỹ thuật chuẩn độ 115 4.1 Định lượng trực tiếp (chuẩn độ thẳng) 115 4.2 Định lượng ngược (chuẩn độ thừa trừ) 115 4.3 Định lượng (chuẩn độ thế) 115 Cách tính kết 116 5.1 Quy tắc chung 116 5.2 Tính kết theo nồng độ đương lượng thuốc thử 116 THÍ NGHIỆM THỰC HÀNH 120 CHƯƠNG 4: ĐỊNH LƯỢNG BẰNG PHƯƠNG PHÁP ACID – BAZƠ 124 Một số khái niệm acid – bazơ 125 1.1 Định nghĩa acid, base theo Bronsted 125 1.2 Nước pH 126 1.3 Cường độ acid base 127 1.4 Đa acid, đa base 127 1.5 Cơng thức tính [H+] pH số dung dịch 128 Định lượng phương pháp acid-base (chuẩn độ axit - bazơ) 130 2.1 Nguyên tắc chung 130 2.2 Chất thị phương pháp acid-base 131 2.3 Một số trường hợp định lượng acid-base 134 THÍ NGHIỆM THỰC HÀNH 141 CHƯƠNG 5: ĐỊNH LƯỢNG BẰNG PHƯƠNG PHÁP OXI HÓA - KHỬ147 Một số khái niệm 147 1.1 Định nghĩa 147 1.2 Cường độ chất oxy hóa chất khử 148 1.3 Cân phương trình phản ứng oxy hóa khử 149 Nguyên tắc chung phương pháp định lượng oxi hóa - khử 150 Chất thị phương pháp định lượng oxi hóa - khử 151 Một số ví dụ cụ thể phương pháp định lượng oxi hóa – khử 152 vii 4.1 Xác định nồng độ dung dịch KMnO4 152 4.2 Định lượng FeSO4 hay muối Mohr (NH4)2Fe(SO4)2.6H2O 152 4.3 Định lượng H2O2 153 4.4 Định lượng As2O3 154 THÍ NGHIỆM THỰC HÀNH 155 CHƯƠNG 6: ĐỊNH LƯỢNG BẰNG PHƯƠNG PHÁP KẾT TỦA 163 Một số khái niệm 164 1.1 Tích số tan (T): 164 1.2 Độ tan (S) 164 1.3 Ứng dụng phân tích 165 Nguyên tắc chung 165 Các phương pháp định lượng bạc 166 3.1 Phương pháp Mohr 166 3.2 Phương pháp Fonha (Volhard) 167 3.3 Phương pháp Faian (Fajans): 168 + Phương pháp Faian (Fajans): 169 THÍ NGHIỆM THỰC HÀNH 170 CHƯƠNG 7: ĐỊNH LƯỢNG BẰNG PHƯƠNG PHÁP TẠO PHỨC 174 Một số khái niệm 174 1.1 Định nghĩa 174 1.2 Danh pháp 175 1.3 Phân biệt phức chất với muối thường, muối kép, ion phức tạp 176 1.4 Độ bền phức ý nghĩa 176 Nguyên tắc chung chuẩn độ phức chất 177 Chuẩn độ tạo phức thuốc thử vô 178 3.1 Phương pháp bạc 178 3.2 Phương pháp thuỷ ngân (II) 179 3.3 Chuẩn độ complexon 180 Chuẩn độ chất hữu 184 Một số ứng dụng định lượng thực tế 185 viii 5.1 Định lượng thuốc thử vô 185 5.2 Định lượng complexon 186 THÍ NGHIỆM THỰC HÀNH 188 TÀI LIỆU THAM KHẢO ix TUYÊN BỐ BẢN QUYỀN Tài liệu thuộc loại giảng nên nguồn thông tin phép dùng ngun trích dùng cho mục đích đào tạo tham khảo Mọi mục đích khác mang tính lệch lạc sử dụng với mục đích kinh doanh thiếu lành mạnh bị nghiêm cấm 179 - Phương pháp Deniges: Thêm vào dung dịch định lượng amoniac KI làm thị, đến điểm tương đương khơng có tủa Ag[Ag(CN) 2], mà có tủa AgI màu vàng xuất Ag   I  AgI  vàng với TAgI = 10-16 3.2 Phương pháp thuỷ ngân (II) Một số muối hòa tan Hg(II) (như CN -, SCN-, Cl- ) phức chất, dùng Hg2+ để định lượng anion này, theo phương trình tổng quát: Hg 2  X  HgX Dung dịch chuẩn thường dùng Hg(NO 3)2, Hg(ClO4)2, HgSO4 Ví dụ 1: Có thể định lượng Cl- Hg2+ theo phản ứng: Hg 2  2Cl  HgCl2 Nhận điểm tương đương hai thị sau: - Với thị natri nitroprusiat: cho tủa trắng với Hg 2+ - Với thị diphenylcarbazon: cho kết tủa màu xanh với Hg 2+ Chú ý: Nếu hàm lượng Cl- nhỏ, phải thêm vào dung dịch định lượng cồn để giảm độ phân ly HgCl2 Ví dụ 2: Có thể định lượng muối Hg2+ dung dịch chuẩn KSCN với thị Fe3+ Hg 2  SCN  [ Hg ( SCN )2 ] Nhận điểm tương đương dư CNS- có màu đỏ xuất Fe3  SCN  [ Fe(SCN )]2 đỏ * Ưu điểm phương pháp định lượng Hg 2+: - Có thể định lượng thẳng môi trường acid - Nhiều ion gây trở ngại cho phương pháp định lượng bạc theo phương pháp kết tủa (phương pháp Mohr Fonha) khơng có ảnh hưởng định lượng Hg2+ - Hợp chất thuỷ ngân rẻ hợp chất bạc tương ứng 180 Tuy nhiên phải nhớ muối thuỷ ngân độc, định lượng phải cẩn thận 3.3 Chuẩn độ complexon Phương pháp định lượng complexon phương pháp chuẩn độ dựa phản ứng tạo hợp chất nội phức nhiều ion kim loại với số thuốc thử hữu gọi chung complexon 3.3.1 Sơ lược complexon Các complexon acid amin polycarboxylic dẫn chất chúng Schwarzenbach nghiên cứu kỹ (1940-1945) - Complexon I (chelaton I, Trilon A) acid nitril triacetic (NTA): viết tắt H3Y - Complexon II (chelaton II, trilon B) acid ethylen diamin tetra acetic (EDTA): viết tắt H4Y - Complexon III (chelaton, trilon B) muối dinatri EDTA viết tắt Na2H2Y 3.3.2 Sự tạo phức EDTA với ion kim loại EDTA acid đa chức (4 nấc): H 4Y H 3Y   H  với KA1 = 10-2,0 181 H 3Y  H 2Y 2  H  với KA2 = 10-2,67 H 2Y 2 HY 3  H  với KA3 = 10-6,16 HY 3 Y 4  H  với KA4 = 10-10,26 EDTA tan nước, thường dùng dạng muối Na2H2Y Trong phân tích, EDTA Na2H2Y ngồi khác độ tan khối lượng mol, lại tính chất hóa học tính tạo phức khơng có phân biệt cả, thường quen gọi chung EDTA EDTA có khả tạo phức với hầu hết ion kim loại (trừ kim loại kiềm) tùy theo pH dung dịch biểu diễn phương trình khác (do EDTA tồn dung dịch dạng H4Y, H3Y−, H2Y2−, HY3−, Y4− phụ thuộc vào pH) Nhưng dù phương trình phản ứng khácnhau xong có điểm chung tỷ lệ mol EDTA ion kim loại ln 1:1 giải phóng tồn H+ có thành phần tồn EDTA Ví dụ phản ứng tổng quát ion kim loại Mn+ với EDTA sau: M n  H 2Y 2 M n  HY 3 2 3 Cụ thể: Ca  HY Zn 2  HY 3 Al 3  H 2Y 2 MY  n4  H  MY  n4  H  CaY 2  H  ZnY 2  H  AlY   2H  pH 4-6 pH 7-10 pH pH pH EEDTA  M EDTE ; EM   M M  Nói chung phản ứng tạo phức thuận lợi môi trường kiềm, có phải trì môi trường acid (như Fe 3+, Bi3+, ) để tránh tượng thủy phân, ion trở ngại Tuỳ theo độ bền phức mà ion kim loại tạo phức với EDTA vùng pH tối ưu Mặt khác, để ngăn kết tủa hydroxyd kim loại ta phải điều chỉnh pH thêm chất tạo phức phụ, có mặt dung dịch đệm,… 3.3.3 Chất thị dùng chuẩn độ complexon (các thị kim loại) Để xác định điểm tương đương phương pháp chuẩn độ 182 complexon Người ta dùng số loại chất thị khác nhau, phổ biến chất thị kim loại Đó chất hữu (có tính acid base yếu), có khả tạo với ion kim loại phức có màu điều kiện xác định, màu phức khác với màu thị chưa tạo phức Cụ thể chất muốn dùng làm chất thị kim loại phải: - Phản ứng tạo phức ion kim loại với chất thị phải đủ mạnh, thuận nghịch màu thị dạng tự khác với màu thị tạo phức với ion kim loại M n  Ind m MInd  nm (màu 1) (màu 2) - Phức thị với kim loại phảI bền phức complexon với kim loại, nghĩa có phản ứng sau xảy ra: MInd  nm  Y 4 MY ( n4)  Ind m Thường thị kim loại đồng thời thị axit-bazơ, màu thị biến đổi phụ thuộc vào nồng độ kim loại pH dung dịch Các chất thị thường dùng: a) Đen eriocrom T: C20H13O7N3S Là acid ba nấc; nấc mạnh (nhóm SO3H), nấc có số phân ly tương ứng pK2 = 6,3 pK3= 11,5 pH 7-10 thị có màu xanh, phức chất với Mg2+ , Zn2+, Pb2+ có màu đỏ b) Murexid: C8H8O6N6.H2O (amoni purpurat) Thường ký hiệu H4Ind− Sự phân ly sau: H Ind H   H Ind 2 2H   H Ind 3 183 (Đỏ tím) (Tím) (Xanh) Ở pH = 11 murexid có màu tím (H3Ind2−), tạo phức với Ca2+ cho phức màu đỏ (CaH2Ind−) Cả murexid đen eriocrom T bền dung dịch nên thường không pha sẵn mà dùng dạng rắn (trộn lẫn với NaCl) c) Ngoài nhiều chất thị khác như: acid salicylic, tím pyrocatechin, da cam xylenol , calmagite 3.3.4 Các kỹ thuật chuẩn độ EDTA 3.3.4.1 Chuẩn độ cation kim loại - Phương pháp định lượng thẳng Ví dụ: Chuẩn độ Mg2+ EDTA với thị đen eriocrom T pH 10 Lúc đầu dung dịch có màu đỏ vang phản ứng Mg2+ với thị: Mg 2  HInd 2 MgInd   H  (Đỏ vang) Khi nhỏ EDTA xuống, Mg2+ tự phản ứng trước: Mg 2  HY 3 MgY 2  H  Lúc màu dung dịch không bị biến đổi Gần điểm tương đương, ta có cạnh tranh tạo phức: HY 3  MgInd  (Đỏ vang) MgY 2  HInd 2 (Xanh) Kết thúc chuẩn độ màu chuyển từ đỏ vang sang xanh hoàn toàn Ghi chú: Nếu tiến hành ngược lại, để Mg2+ buret, bình nón EDTA thị, kết thúc định lượng thời điểm màu chuyển từ xanh sang chớm đỏ vang Thực tế có nhiều ion kim loại định lượng thẳng EDTA - Phương pháp Ví dụ: Để định lượng Ca2+, ta thêm MgY2− vào dung dịch, phức Ca2+ với EDTA bền vững Mg2+, có cạnh tranh tạo phức: Ca 2  MgY 2 CaY 2  Mg 2 184 Định lượng Mg2+ bị đẩy EDTA theo phương pháp trực tiếp Từ tính lượng Ca2+ - Phương pháp thừa trừ Người ta định lượng cách cho EDTA dư xác vào dung dịch chứa ion cần xác định, có phản ứng: M n   HY 3 MY ( n 4)  H  Sau phản ứng xong, định lượng EDTA dư dung dịch Mg 2+ hay Zn2+ biết nồng độ Từ tính lượng M n+ Phương pháp có lợi trường hợp: + Khơng chọn thị kim loại thích hợp cho ion cần xác định Chẳng hạn chuẩn độ trực tiếp Co 2+, Al3+ EDTA với thị đen eriocrom T thị tạo với Co2+, Al3+ phức bền không bị EDTA phá vỡ + Ion cần xác định nằm tủa (BaSO4, PbSO4 ) làm cho phản ứng với EDTA xảy chậm 3.3.4.2 Chuẩn độ anion: Phải chuẩn độ gián tiếp, cách kết tủa anion với thuốc thử chứa cation thích hợp Để định lượng SO42 , ta kết tủa ion Ba2+ Ba 2  SO42 BaSO4  Sau định lượng cation cịn lại nước lọc, nước rửa lọc rửa tủa hòa tan tủa EDTA dư: HY 3  BaSO4  BaY 2  H   SO42 Định lượng EDTA dư Mg2+ hay Zn2+.(8, 9) Chuẩn độ chất hữu Giống định lượng anion, thường dùng phương pháp gián tiếp: Cho chất hữu tác dụng với ion kim loại tạo thành tủa định lượng cation cịn lại nước lọc, nước rửa Có thể hòa tan tủa EDTA dư, định lượng EDTA dư cịn lại nước lọc, nước rửa Ví dụ định lượng theophylin, kết tủa với Cu2+, hịa tan tủa, xác định lượng đồng có tủa suy hàm lượng theophylin Định lượng Aminopyrin, nicotinamid 185 ta đem kết tủa chúng với HgCl2, xác định Hg2+ dư nước lọc suy lượng aminopyrin, nicotinamid Một số ứng dụng định lượng thực tế 5.1 Định lượng thuốc thử vô 5.1.1 Định lượng KCN AgNO3 Dựa phản ứng tạo phức: AgNO3  2KCN  K[ Ag (CN )2 ]  KNO3 Nhận điểm tương đương theo hai phương pháp: - Phương pháp Liebig: Một giọt AgNO3 thừa cho kết tủa trắng Ag   [ Ag (CN )2 ] Ag[ Ag (CN ) ]  trắng - Phương pháp Deniges: Thực định lượng môi trường amoniac với KI làm thị Nhận điểm tương đương có kết tủa AgI màu vàng Lưu ý: Tính kết EKCN = 2MKCN 5.1.2 Pha xác định nồng độ dung dịch Hg(NO3)2 0,1N Thủy ngân (II) nitrat dễ hút ẩm, khơng đạt tiêu chuẩn chất gốc Tính tốn để pha nồng độ xấp xỉ 0,1N Lưu ý: EHg ( NO )  M Để pha lít dung dịch 0,1N, ta cân khoảng 17g Hg(NO3)2 0,5H2O, thêm 20 mL HNO3 N, thêm nước cho đủ lít (nhớ khuấy kỹ) Xác định lại nồng độ Hg(NO3)2 dung dịch NaCl 0,1N dựa phản ứng: Hg 2  2Cl  HgCl2 Dùng thị natri nitroprusiat, thừa giọt Hg 2+ có kết tủa xuất hiện: Hg 2  [ Fe(CN )5 NO]2  Hg[ Fe(CN )5 NO]  5.1.3 Định lượng KSCN dụng dịch Hg2+ Phương trình phản ứng định lượng: Hg 2  2CNS  Hg (CNS )2 Dùng thị Fe3+, thừa SCN- có màu đỏ: 186 Fe3  CNS  [ Fe(CNS )]2 đỏ 5.1.4 Định lượng Cl- nước Bằng dung dịch Hg(NO3)2 0,1N Dùng thị diphenylcarbazon, dư giọt Hg2+ tác dụng với diphenylcarbazon cho màu xanh bền 5.2 Định lượng complexon 5.2.1 Pha dung dịch complexon III chuẩn - Nếu có complexon III tinh khiết: Chỉ cần cân xác lượng complexon đem pha nước thành dung dịch với thể tích xác định Ví dụ để pha lít dung dịch complexon III 0,1M, cân xác 37,22 gam complexon III hòa tan nước cho đủ lít Nếu complexon III có bị hút ẩm đem sấy khô 150 oC trước cân pha - Nếu khơng có complexon III tinh khiết ta pha dung dịch có nồng độ xấp xỉ Sau xác định lại nồng độ (xem phần duới) 5.2.2 Xác định nồng độ dung dịch complexon III - Pha dung dịch MgCl2 0,1M: Cân 4,032 gam MgO hòa tan nước HCl đặc, thêm nước lắc cho đủ lít nước - Pha dung dịch ZnSO4 0,1M: Cân 6,538 gam Zn kim loại tinh khiết, hòa tan H2SO4 tinh khiết, thêm nước cho đủ lit - Kỹ thuật tiến hành: + Buret: Complexon III Bình nón: V mL Mg2+ có nồng độ biết + mL dung dịch đệm amoniac + 0,1g thị Đen ericrom T (đã trộn với NaCl) + 20 mL nước cất - Nhỏ complexon xuống màu chuyển từ đỏ sang xanh hoàn tồn Ghi thể tích complexon dùng Tính kết Ghi chú: Chỉ thị đen eriocrom T dùng dạng rắn bao gồm: phần thị + 200 phần NaCl tinh khiết đem trộn nghiền nhỏ cho Cách pha dung dịch đệm amoniac sau: 54 g NH4Cl tinh khiết + 350 mL NH3 đặc + nước cho đủ lít 5.2.3 Định lượng Ca2+ 187 − Bằng complexon III môi trường kiềm với thị murexid: + Murexid mơi trường kiềm có màu tím (H2Ind3−), kết hợp với Ca2+ tạo thành phức có màu đỏ (CaHInd −) Khi thêm complexon vào, gần điểm tương đương có phản ứng cạnh tranh tạo phức: (1, 8, 9) HY 3  CaHInd   CaY 2  H Ind 3 (Đỏ) (Tím) - Kỹ thuật tiến hành: + Buret: Dung dịch complexon biết nồng độ + Bình nón: V ml Ca2+ cần định lượng + ml KOH 2N + 0,2g thị Murexit (đã trộn với NaCl) + Chuẩn độ tới màu chuyển từ đỏ sang tím hồn tồn Ghi thể tích complexon dùng Tính kết TĨM TẮT CHƯƠNG - Phương pháp định lượng tạo phức phương pháp định lượng dựa phản ứng tạo phức - Trong số nhiều thuốc thử vô cơ, phân tích thể tích thường dùng hai phương pháp chuẩn độ tạo phức sau: + Phương pháp bạc + Phương pháp thủy ngân (II) BÀI TẬP Định nghĩa phức chất, cách gọi tên phức chất Phân biệt phức chất với muối thường, muối kép, ion phức tạp Nguyên tắc chung chuẩn độ tạo phức Thế thị màu kim loại? Điều kiện áp dụng chuẩn độ complexon Hãy nêu kỹ thuật chuẩn độ complexon Chuẩn độ 50,00 ml dung dịch Na2H2Y (có mặt dung dịch đệm amoniac) với thị Đen eriocrom T hết 32,05 mL dung dịch Mg2+ 0,045 M Viết phương trình phản ứng định lượng tính nồng độ M dung dịch 188 complexon III THÍ NGHIỆM THỰC HÀNH Mục đích, yêu cầu a) Mục đích: - Quan sát giải thích tượng thí nghiệm - Giải thích tượng xảy viết phương trình phản ứng trình tiến hành thực nghiệm - Trình bày nguyên tắc phản ứng định lượng EDTA - Tính khối lượng kẽm để pha dung dịch kẽm sulfat 0,05 M pha 100 mL dung dịch kẽm sulfat 0,05 M - Xác định nồng độ dung dịch EDTA 0,05 M - Sử dụng thành thạo dụng cụ phân tích định lượng - Chấp hành nghiêm túc nội qui PTN qui định giảng viên Trung thực với kết thí nghiệm - Rèn luyện tính cẩn thận, tỷ mỉ, xác, trung thực, thí nghiệm an tồn, vệ sinh mơi trường b) u cầu: - Trước thí nghiệm: SV đọc kỹ thí nghiệm giáo trình, chuẩn bị tường trình thực hành, dụng cụ, vật liệu theo yêu cầu GV - Trong thí nghiệm: SV chăm nghe GV dẫn, thực theo thứ tự thao tác dẫn, ghi chép lại thơng tin quan trọng, tích cực tham gia thực hành, đảm bảo an toàn, kỹ thuật - Sau thí nghiệm: SV nộp bảng tường trình thí nghiệm, sử dụng thành thạo dụng cụ vật liệu thực hành, áp dụng vào thực tiễn Dọn dẹp nơi thí nghiệm, tắt điện, nước, trước khỏi phịng thí nghiệm Phương tiện thực hành 189 - Thiết bị: Cân phân tích, ổ cắm điện, bếp điện, đèn cồn, bình hút ẩm, lò nung, tủ sấy - Dụng cụ: Ống nghiệm, cặp gỗ, pipet, bóp cao su, giấy lọc, buret, bình tam giác, đũa thủy tinh, phễu thủy tinh, chén cân - Hóa chất: Chất gốc kẽm (Zn), dung dịch acid sufuric 10%, dung dịch đệm amoniac, hỗn hợp thị đen eriocrom T Nội dung thực hành Pha xác định nồng độ dung dịch EDTA 0,05M Cách tiến hành 4.1 Pha dung dịch complexon III 0,05M - Complexon III (trilon B) dinatri dihydro ethylen diamin tetraacetat Complexon III thường dạng ngậm nước có cơng thức hóa học C10H14N2O8Na2.2H2O viết tắt EDTA Complexon III có khối lượng phân tử 372,2 - Complexon III dạng tinh thể không màu, dễ tan nước - Complexon III không thỏa mãn tiêu chuẩn chất gốc C10H14N2O8Na2.2H2O dễ nước kết tinh nên thành phần khơng ứng với cơng thức Ta pha dung dịch EDTA nồng độ xấp xỉ 0,05M từ C10H14N2O8Na2.2H2O Nồng độ dung dịch EDTA sau pha, xác định dung dịch chuẩn khác biết nồng độ - Lượng C10H14N2O8Na2.2H2O cần thiết để pha 100 ml dung dịch EDTA có nồng độ xấp xỉ 0,05M tính sau: - Số gam C10H14N2O8Na2.2H2O cần cân là: m CM M V 0, 05 x372, x100   1,861( g ) 1000 1000 Tiến hành pha dung dịch EDTA 0,05M: - Cân khoảng 1,86 g C10H14N2O8Na2.2H2O cân kỹ thuật chuyển vào cốc chân 190 - Thêm vào cốc chân khoảng 50 ml nước cất dùng đũa thủy tinh khuấy cho tinh thể tan hết - Thêm nước cất vào cốc chân vừa đủ 100 ml Khuấy 4.2 Nguyên tắc định lượng complexon Dựa vào phản ứng tạo phức EDTA kim loại môi trường đệm pH = Lúc đầu dung dịch có màu đỏ vang phản ứng Zn2+ với thị (Hind2- ): Zn 2  HInd 2 ZnInd   H  (Đỏ vang ) Khi nhỏ EDTA (HY3- ) xuống, Zn2+ tự phản ứng trước: Zn 2  HY 3 ZnY 2  H  Lúc màu dung dịch không bị biến đổi Gần điểm tương đương, ta có cạnh tranh tạo phức: ZnInd   HY 3 (Đỏ vang ) ZnY 2  HInd 2 (Xanh) Kết thúc chuẩn độ màu chuyển từ tím sang xanh tươi hoàn toàn (màu thị dạng tự do) 4.3 Định lượng dung dịch EDTA 0,05M 4.3.1 Pha dung dịch gốc kẽm sulfat 0,05 M - Kẽm hạt (Zn) tinh khiết thỏa mãn yêu cầu chất gốc - Khối lượng phân tử lượng Zn 65,37 - Lượng Zn cần thiết để pha 100 ml dung dịch ZnSO4 có nồng độ 0,05M là: m CM M V 0, 05 x65,37 x100   0,32685( g ) 1000 1000 Tiến hành pha 100 ml dung dịch ZnSO4 0,05 M sau: - Cân xác khoảng 0,32 g Zn vào cốc có mỏ - Thêm vào Zn cốc khoảng mL dung dịch H2SO4 10% Lắc cho tan hoàn toàn Thêm vào khoảng 20 mL nước cất - Chuyển dung dịch cốc có mỏ sang bình định mức dung tích 100 ml qua 191 phễu - Tráng cốc phễu nhiều lần nước cất (khoảng 50 ml) Bỏ phễu - Thêm nước vừa đủ đến vạch Lắc Tính nồng độ thực (CM,th) dung dịch ZnSO4 pha được: CM ,th  mTH x0, 05 mLT Trong đó: - mTH khối lượng, tính g, Zn cân - mLT khối lượng, tính g, Zn vừa đủ để pha 100,0 ml dung dịch ZnSO4 nồng độ xác 0,05M (mLT = 0,32685 g) 4.3.2 Tiến hành định lượng - Lấy xác 10,00 ml dung dịch ZnSO4 pha cho vào bình nón Thêm vào ml dung dịch đệm amoniac, khoảng 0,1 g hỗn hợp thị đen eriocrom T 30 mL nước cất Lắc cho tan hết thị - Dùng phễu rót dung dịch (từ cốc có mỏ) khoảng 10 - 15 ml dung dịch EDTA lên buret để tráng buret (làm lần) Cho đầy dung dịch EDTA lên buret điều chỉnh khóa buret dung dịch đến vạch Bố trí thí nghiệm trình bày hình 7.1 Dung dịch EDTA 0,05N Dung dịch ZnSO4 10,00 ml Dung dịch đêm amoniac 5,00 ml Hỗn hợp thị đen eriocrom T 0,1g Nước cất 30 ml Hình 7.1 Bố trí thí nghiệm chuẩn độ dung dịch EDTA 0,05 M Tiến hành chuẩn độ: 192 Một tay điều chỉnh khóa buret cho dung dịch EDTA từ buret xuống bình nón, tay lắc bình nón Chuẩn độ tới dung dịch bình nón chuyển từ màu đỏ vang sang màu xanh tươi hồn tồn (khơng cịn ánh tím) Ghi thể tích dung dịch EDTA dùng (4, 7, 9) 4.3.3 Tính kết Nồng độ mol/ l (CM,A) dung dịch EDTA tính theo cơng thức sau: CM , A  VB CM , B VA - VB thể tích dung dịch gốc ZnSO4, tính mL, (VB = 10,00 ml) - CM,B nồng độ mol/ l dung dịch ZnSO4, (CM,B = CM,th) - VA thể tích dung dịch EDTA, tính mL, dùng chuẩn độ Bài tập Tính nồng độ CM dung dịch EDTA, biết chuẩn độ 10,00 ml dung dịch ZnSO4 0,0525 M môi trường đệm amoniac hết 10,55 ml dung dịch EDTA (ĐS: 0,0997N) Báo cáo kết đánh giá - Nộp sản phẩm thí nghiệm - Nộp bảng tường trình thí nghiệm - GV theo dõi thao tác thực hiện, kết thí nghiệm tường trình SV 193 TÀI LIỆU THAM KHẢO Nguyễn Tinh Dung Hóa học phân tích Hà Nội: NXB Giáo dục; 2007 Võ Thị Bạch Huệ Hóa phân tích tập Hà Nội: NXB Giáo Dục; 2007 Lê Thành Phước, Nguyễn Nhị Hà Lý thuyết phân tích định tính Hà Nội: trường Đại học Dược Hà Nội; 2006 Lê Thành Phước, Trần Tích Hóa phân tích lý thuyết thực hành Hà Nội: NXB Y học; 2007 Trần Tử An Hóa phân tích Hà Nội: NXB Y Học; 2007 Lê Thành Phước, Nguyễn Nhị Hà Thực tập phân tích định tính, Hà Nội: trường Đại học Dược Hà Nội; 2006 Nguyễn Thị Thu Nga Giáo trình hóa học phân tích hướng dẫn thực hành Hà Nội: NXB Đại học Sư phạm; 2007 Trần Tích, Nguyễn Thị Kiều Anh Phân tích định lượng Hà Nội: trường Đại học Dược Hà Nội; 2006 Võ Thị Bạch Huệ Hóa phân tích tập Hà Nội: NXB Giáo Dục; 2007 ... trên, tơi biên soạn Giáo trình Hóa phân tích 1&2 cho SV ngành Dược theo chương trình Hiệu trưởng trường CĐCĐ phê duyệt Giáo trình gồm phần Hóa phân tích định tích hóa phân tích định lượng Các... tiến hành tạo nên sơ đồ phân tích tổng qt sơ đồ phân tích nhóm BÀI TẬP Trình bày phương pháp phân tích định tính Mô tả yêu cầu thuốc thử phân tích Trình bày sơ đồ phân tích định tính cation theo... 16 1.1 Phương pháp hóa học 16 1.2 Phương pháp vật lý - hóa lý 16 1.3 Phân tích ướt phân tích khơ 17 1.4 Phân tích riêng biệt phân tích hệ thống 17 Thuốc