Chương 4 Cân Bằngaxit - Bazo Và Chuẩn Độ Axit Bazo.pdf

CHƯƠNG 4 Cân bằngaxit bazo và chuẩn độ axit bazo CHƯƠNG 4 CÂN BẰNG AXÍT BAZƠ VÀ CHUẨN ĐỘ AXIT BAZƠ Trong chương 2 chúng ta đã mô tả khái niệm cơ bản của hằng số cân bằng, trong chương này chúng ta sẽ[.]

CHƯƠNG CÂN BẰNG AXÍT-BAZƠ VÀ CHUẨN ĐỘ AXIT-BAZƠ Trong chương mô tả khái niệm số cân bằng, chương xem xét chi tiết tính tốn số cân axit-bazơ khác bao gồm axít yếu, bazơ yếu thủy phân muối axít yếu, bazơ yếu, dung dịch đệm, đa axít muối đệm sinh học Lý thuyết axit-bazơ khái niệm pH xem xét 1.1 THUYẾT BRONSTED – LOWRY VỀ AXÍT BAZƠ Năm 1923 Bronsted Lowry mô tả cách độc lập thuyết axit-bazơ Do thuyết nhiều người công nhận nên mang tên thuyết Bronsted – Lowry Theo thuyết này, “Một axít chất cho proton bazơ chất nhận proton” Vì viết phản ứng axit bazơ sau: Axit + bazơ ⇌ axit + bazơ (4.1) Trong phản ứng trên, axit cho proton vào bazơ2 để sau axit biến thành bazơ bazơ sau nhận proton lại biến thành axit Axít bazơ nửa phản ứng gọi cặp axit-bazơ liên hợp Proton tự không tồn dung dịch axit thể vai trò cho proton đến bazơ Ngược lại bazơ thể vai trị nhận protoon Điều có nghĩa thiết có kết hợp bán phản ứng Đó chất ưu việt thuyết Bronsted- Lowry Một vài phản ứng axít - bazơ dung mơi khác minh hoạ bảng 4.1 Bảng 4.1: Một vài cặp axit- bazơ liên hợp Dung môi NH3 H2 O H2 O H2 O H2 O C2H5OH C6 H6 axít HOAc HCl NH4+ H2 O HCO3NH4+ H-picrat + bazơ NH3 H2 O H2 O OAcOHC2 H5 OC6H5NH2 ® axít NH4+ H3 O+ H3 O+ HOAc H2 O C2H5OH C6H5NH3+ + bazơ OAcClNH3 OHCO32NH3 picrat - Trong cân đầu tiên, ion acetat bazơ liên hợp axít acetíc ion amoni axít liên hợp amoniac Bốn cân biểu diễn ion hố axít hay bazơ dung mơi, thí dụ khác biểu diễn phản ứng trung hồ axít bazơ dung môi Rõ từ định nghĩa trên, chất khơng thể axít khơng có bazơ đóng vai trị chất nhận proton Vì axít phân ly (ion hố) phần hay hồn tồn dung mơi bazơ nước, amoniac lỏng hay etanol tuỳ thuộc vào độ bazơ dung mơi độ mạnh axít Nhưng dung mơi trơ trung hồ ion hố khơng có ý nghĩa Tuy nhiên, ion hố dung mơi điều kiện tiên cho phản ứng axít bazơ ví dụ cuối cùng, anilin phản ứng với axít picric 1.2 HẰNG SỐ PHÂN LY CỦA NƯỚC, Kn QUAN HỆ Ka VÀ Kb, THANG pH 1.2.1 Hằng số phân ly nước Nước tinh khiết proton phân hay ion hố 2H2O ⇌ H3O+ + OH- (4.2) Hằng số cân cho phản ứng : Kn o = a H O + aOH - (4.3) a H 2O Hoạt độ nước số dung dịch loãng (nồng độ nước số, »55,3 M) viết lại là: Kn o = aH3O+ aOH- (4.4) Kno số tự pronton phân hay số ion hố Các tính tốn đơn giản hoá bỏ qua hệ số hoạt độ, Kn viết lại là: Kn = [H+].[OH-] (4.5) Lưu ý nước phân ly khác nhiệt độ khác nhau, số liệu sau cho thấy rõ điều Trong nước tinh khiết, nồng độ hai cấu tử khơng có nguồn khác sinh H+ OH- ngồi nước phân ly Vì [H+] = [OH-] ≈ 10-7, ta xem nhiệt độ nước 25oC Bảng 4.2: Hằng số phân li nước nhiệt độ khác Nhiệt độ Kn pH = pOH 0o C 25oC 50oC 100oC 0,114.10-14 1,01.10-14 5,47.10-14 49.10-14 7,47 6,998 6,631 6,155 Nếu axit thêm vào nước, tính nồng độ ion hidroxyl biết nồng độ ion hydro từ axit Trừ trường hợp nồng độ ion hydro từ axit nhỏ hơn, (H+) ion hoá nước bỏ qua 1.2.2 Quan hệ Ka Kb Đối với axit HA: HA ⇌ H+ + A- [ H + ].[ A - ] Ka = [ HA] (4.5) (4.6) Đối với bazơ A- (A- bazơ liên hợp axit HA) A- + H2O = HA + OHKb = [ HA].[OH - ] , ([H2O] nằm Kb) [ A- ] Tích số Ka.Kb [ H + ].[ A - ] [ HA].[OH ] = [H+].[OH-] = Kn = 1.10-14 [ HA] [A ] 1.2.3 Thang pH Nồng độ OH- H+ dung dịch nước thang rộng từ 1M đến 1014 M hay nhỏ Để dễ xây dựng đường chuẩn cho H+, khó nồng độ thay đổi ngồi khoảng 1M -10-14 M, thang phổ thông phép chuẩn độ Nếu biểu diễn thang độ axit dung dịch logarit biểu diễn đơn giản pH dung dịch định nghĩa Sorensen sau: pH = -lg [H+] (4.7) Dấu trừ dược dùng hầu hết nồng độ nhỏ 1M nên đại lượng thu có dấu cộng (nếu chặt chẽ pH = -lg aH+, nhiên, dùng định nghĩa đơn giản Nói chung pX = -lgX Kí hiệu dùng sau X H+, OH-, Mn+… Thí dụ 4.1: Tính pH dung dịch 2.10-3 M HCl [H+] = 2.10-3M pH = -lg 2.10-3M = 2,7 Tương tự ion OH – ta có pOH - = -lg[OH –] (4.8) Từ phương trình 3.4, (Kn = [OH –] x [H+]) hiểu biết nồng độ OH – biết nồng độ H+ ngược lại -lgKn = -lg[H+][OH –] = -lg[H+] + - lg[OH –] (4.9) pKn = pH + pOH 0ở 25 C 14 = pH + pOH (4.10) Thí dụ 4.2: Tính pH pOH dung dịch 5.10 –2 M NaOH Giải [OH –] = 5.10 –2 M pOH = - lg[OH –] = – lg5 = 1,3 pH = 14 – 1,3 =12,7 Thí dụ 4.3: Tính pH dung dịch chuẩn bị cách trộn hai dung dịch 2ml dung dịch axít mạnh pH = 3ml dung dịch bazơ mạnh pH = 10 Giải pH dung dịch axit 1.10 –3 M Milimol axit = 2.10-3 mM Milimol bazơ 3.10-4 mM Milimol H+ = 0,002 – 0,0003 = 0,0017 H+ = 0,0017 mM/5ml = 3,4.10 –4 M pH = - lg3,4.10 –4 = – 0,53 = 3,47 Thí dụ 4.4: pH dung dịch 9,67 Tính nồng độ ion H+ dung dịch Giải : - lgH+ = 9,67 [H+] = 10 –9,67 = 10 –10 10 0,33 [H+] = 2,1.10 –10 Khi [H+] = [OH –], dung dịch trung tính, [H+] >[OH-] dung dịch axit Nếu [H+] < [OH-] dung dịch kiềm Các nồng độ [H+] [OH-] dung dịch nước tinh khiết 10-7M pH dung dịch Dung dịch dung dịch trung tính Dung dich có giá trị pH lớn dung dịch kiềm, nhỏ dung dung dịch axit Với pOH, dung dịch có pOH = dung dịch trung tính Chú ý tích số [H+] [OH-] 10-14 25oC tổng pH pOH 14 Nếu nhiệt độ khác với 25oC Kn khác với 10-14 dung dịch trung tính có nồng độ H+ OH- khác với 10-7M, (xem bảng 4.2) Khơng có sở lý thuyết để khẳng định khơng có pH < 0, thực pH âm có nghĩa nồng độ ion hydro lớn 1M Trong thực tế, pH âm khơng phổ biến có ngun nhân Thứ đến axit mạnh phân ly nồng độ cao Ví dụ H2SO4100% axit phân ly chứa thùng sắt; dung dịch H2SO4 loãng có đủ proton phân ly để cơng hồ tan sắt Thứ hai tính tới hoạt độ mà bỏ qua dung dịch lỗng pH dung dịch có nồng độ H+ 1,1M dương (đây trị số mà máy đo pH đọc được) hoạt độ H+ nhỏ đơn vị, tất nhiên loại trừ số trường hợp hệ số hoạt độ lớn đơn vị Mặt khác người ta không đưa khái niệm pH pOH âm đối tượng phân tích chất có nồng độ nhỏ, nồng độ H+ phù hợp 1M < [H+] < 10-14M Nếu nồng độ axit hay bazơ nhỏ 10-7M đóng góp cho độ axit hay bazơ bỏ qua so với đóng góp nước Thật pH dung dịch NaOH 10-8 M không khác nhiều so với Nếu nồng độ axit hay bazơ xung quanh 10-7 M khơng bỏ qua đại lượng nào, pH dung dịch đóng góp nước axit bazơ Thí dụ 4.5 Tính pH dung dịch HCl 10-7M Giải : HCl ® H+ + Cl- H2 O ® H+ + OH- [H+] [OH-] = 1.10-14 [H+]n/c = [OH-]n/c = X Vì nồng độ H+ nước phân ly khơng thể bỏ qua so với đóng góp HCl thêm vào [H+] = CHCl + [H+]n/c ([H+]HCl + X) X = 1.10-14 (1.1O-7 + X) X = 1.10-14 X2 + 1.10-7X - 1.10-14 X = - 1.10 -7 ± 1.10 -14 + 4(1.10 -14 ) = = 6,2 10-8 Tổng số H+ dung dịch là: 1.10-7+ 0,62 10-7 = 1,62 10-7M pH = -lg 1,62 10-7 = 6,79 hay pOH = 14 - 6,79 = 7,21 Lưu ý cho H+ HCl thêm vào, nồng độ H+ nước phân ly giảm 38% (do nguyên lý Le sacterlie), nồng độ axit cao (hay bazơ) giảm phân ly nước lớn Nếu nồng độ axit hay bazơ lớn 10-6 M đóng góp H+ OH- nước bỏ qua Sự tính tốn hồn tồn lý thuyết hồ tan CO2 từ khơng khí vào nước axit giữ cho không khỏi dung dịch vượt qua nồng độ 1.3 pH CỦA CÁC DUNG DỊCH ĐƠN AXIT, ĐƠN BAZƠ 1.3.1 pH dung dịch axit mạnh, bazơ mạnh Dung dịch axít mạnh, bazơ mạnh phân ly hồn tồn nên nồng độ H+ (OH-) nồng độ axít (bazơ) ban đầu Axít mạnh HCl, nước phân ly hồn tồn HCl = H+ + ClDo axít phân ly hồn tồn nên xem H+ = Ca pH = -log H+ = -log Ca Tương tự bazơ mạnh BOH BOH = B+ + OHpOH = log [OH-] = -log Cb Thí dụ 4.6: Một dung dịch HCl 1.10-3 chuẩn bị, hỏi nồng độ ion hydroxyl dung dịch bao nhiêu? Giải : Vì HCl axit mạnh, phân ly hoàn toàn thành H+ Cl-, nồng độ H+ nồng độ HCl, 1.10-3M Ta có [1.10-3M].[OH-]= 1.10-14 [OH-] = 1.10-11M 1.3.2 pH dung dịch đơn axít yếu, đơn bazơ yếu a) pH dung dịch axit yếu Một axit HA axít yếu có nồng độ Ca số phân ly Ka HA = H+ + ACa-x x x Bỏ qua phân ly nước Ka = [ H + ].[ A - ] = [ HA] x.x Ca - x (4.11) Khi Ca≫x hay C/100 ³ Ka, bỏ qua x cạnh Ca; phương trình cịn lại Ka.Ca= x2 hay [H+] = (4.12) Ka.Ca pH = 1/2 pKa - 1/2 logCa Khi bỏ qua x ([OH ], [H+]) cạnh Ca, công thức 4.11 trở dạng (4.12) quen thuộc - b) pH dung dịch bazơ yếu B + H2O = Cb-x Kb = BH+ x + OHx [ BH + ].[OH - ] = x.x [ B] Cb - x Khi Cb/100 ³ Kb bỏ qua x cạnh Cb [OH-] = Kb.Cb p[OH] = 1/2 pKb - 1/2 logCb pH = 14- 1/2 pKb + 1/2 logCb Thí dụ 4.7: Tính pH dung dịch CH3COOH 10-3M, Ka = 1.10-4,75 Giải: * Giả sử bỏ x cạnh Ca pH = 1/2pKa -1/2 logCa = 4,75/2 + 1,5 = 3,875 * Nếu giải phương trình bậc hai 4.11 x2 + Ka.x - Ka.Ca = D = 10-9,5 + 4.10-7,75 D = 26,7.10-5 (4.13) x= - 10 -4, 75 + 26,7.10 -5 x= 12,46.10-5 ; pH = 3,9 Thí dụ 4.8: Tính pH dung dịch NH3 10-3M, Kb = 10-4,75 Áp dụng công thức pOH- = 1/2pKb - 1/2logCb p[OH] = 4,75/2 + 1,5 = 3,875 ; pH = 10,125 1.3.3 pH dung dịch muối đơn axít yếu bazơ mạnh, đơn bazơ yếu axít mạnh Muối đơn axit yếu với bazơ mạnh Muối đơn axít yếu bazơ thí dụ NaCH3COO, NaCN v.v Các trường hợp pH tính theo cơng thức tính bazơ yếu xét Thí dụ 4.9: Tính pH dung dịch CH3COONa 10-1M, Ka = 10-4,75 Giải: Trước hết phản ứng phân ly muối (phân ly hoàn toàn) CH3COONa = CH3COO- + Na+ CH3COO- + H2O = CH3COOH + OHKb = [CH COOH ].[OH - ] - [CH COO ] ; Kb = 10-14/10-4,75 = 10-9,25 áp dụng cơng thức 4.13 có: pOH =9,25/2 + 0,5 = 5,125 ; pH = 8,875 Đối với muối đơn bazơ yếu với axit mạnh axit yếu Thí dụ trường hợp NH4Cl, axít yếu nên áp dụng cơng thức 4.12 để tính pH 1.4 DUNG DỊCH ĐỆM 1.4.1 pH dung dịch đệm axit-bazơ liên hợp Khái niệm dung dịch đệm Dung dịch đệm dung dịch có khả chống lại thay đổi pH Nếu ta đưa axít mạnh bazơ mạnh vào dung dịch đệm pH dung dịch thay đổi it Vậy điều kìm hãm thay đổi pH đưa axít mạnh bazơ mạnh vào dung dịch Thành phần dung dịch đệm gồm axít yếu hay bazơ yếu muối nó, giả sử dung dịch đệm gồm CH3COOH CH3COONa Trong dung dịch hai chất có cân bằng: CH3COOH = H+ + CH3COOH2 O = H+ + OHH+ OH- nước sinh khơng đáng kể Khi đưa axít mạnh vào dung dịch, kết hợp với CH3COO- để chuyển thành CH3COOH, ngược lại đưa thêm kiềm mạnh vào, kết hợp với CH3COOH để chuyển thành CH3COO- Như axít mạnh kiềm mạnh đưa vào dung dịch chuyển thành axít yếu hay bazơ yếu mà chúng phân ly pH dung dịch thay đổi không đáng kể Để định lượng hơn, xét công thức tính pH dung dịch đệm Xuất phát từ phương trình số cân axít acetic: [ H + ].[CH COO - ] Ka = [CH COOH ] (4.14) Do dung dịch đệm cấu tạo từ hai thành phần CH3COOH CH3COO-, có phương trình bảo tồn khối lượng: [CH3COOH] + [CH3COO-] = C = Ca + Cb (4.15) Phương trình bảo tồn điện tích: [Na+] + [H+] = [OH-] + [CH3COO-] hay [CH3COO-] = Cb + [H+] - [OH-] (4.16) Mặt khác từ 4.15 4.16 ta có: [CH3COOH] = Ca + Cb - (Cb + [H+] – [OH-]) = Ca – [H+] + [OH-] Phương trình 4.14 viết lại là: [ H + ] = Ka [CH COOH ] Ca - [ H + ] + [OH -] + [ H ] = Ka hay [CH COO _ ] Cb + [ H + ] - [OH - ] (4.17) Do [H+] [OH-] nhỏ bỏ qua so với Ca Cb, biến đổi 4.17 (–logarit hai vế) ta có pH = pKa + log Cb Ca (4.18) Trong Ca,Cb nồng độ axit acetic muối Với dung dịch đêm axitbazơ liên hợp, thay Ca,Cb số mol na nb 1.4.2 pH dung dịch đệm axit-bazơ không liên hợp Thành phần dung dịch gồm axit yếu bazơ yếu không liên hợp, thí dụ NH4Cl (Ca)và CH3COONa (Cb) Các phương trình cân bằng: NH4+ = NH3 + H+ CH3COO- + H2O = CH3COOH + OHH2 O = H+ + OHPhương trình bảo toàn proton: [H+] + [CH3COOH] = [NH3] + [OH-] Bỏ qua H+ OH- có: Cb[ H + ] Ca.Ka = + Ka1 + [ H ] Ka + [ H + ] Khi Ca=Cb, ta có: [H + ] = Ka1.Ka Nếu Ca = mCb ta có: [H + ] m.Ka = + Ka1 + [ H ] Ka + [ H + ] Giải phương trình bậc hai ta tính pH dung dịch 1.4.3 Đệm Đệm khả chống lại thay dổi pH dung dịch thêm axit mạnh bazơ mạnh vào dung dịch, ký hiệu ¶ ¶= db da dCb dCa ΔCb ΔCa ; ¶= ==¶= =dpH dpH dpH dpH ΔpH ΔpH (4.19) Giả sử lượng nhỏ NaOH thêm vào dung dịch, làm thay đổi lượng Cb, ta có: ¶ = dCb/d pH ả = hay dCb ị ả = - 2,3[ H + ] dCb+ + d[H ] d (- ln[ H ]) / 2,3 (4.20) Trong dung dịch đệm, Ca + Cb = C tổng nồng độ axít ba zơ liên hợp, Ca Cb, hay [HA] [A-] [A-] + [HA] = C [A-] + [ H + ].[ A - ] =C Ka [A-] = KaC ( Ka + [ H + ] (4.21) dCb/d[H+] thay đổi [A-] thay đổi nồng độ H+ dCb KC =+ d[ H ] ( Ka + [ H + ]) ¶ = -2,3[H+] ᶠ= 2,3 KC đ ( Ka + [ H + ]) KC[ H + ] ( Ka + [ H + ]) (4.22) Thay [H+] = Ka.Ca/Cb ta có cơng thức rút gọn ¶ = 2,3 Ca.Cb Ca + Cb Thí dụ 4.10: Tính nồng độ dung dịch đệm HOAc + OAc- có pH =5 biết thêm 0,25 mol HCl vào 1l dung dịch trên, pH không giảm 0,5 đơn vị pH; Ka=10-4,75 Giải: Đệm tính theo cơng thức 4.19: ¶ = -DCa/DpH = 0,25/0,5 = 0,5 áp dụng công thức 4.22 ta có: ¶ = 0,5 = 2,3 10 -4, 75 C.10 -5 ; giải phương trình tính C = 0,94M (10 - 4, 75 + 10 -5 ) 1.5 ĐA AXÍT, ĐA BAZƠ 1.5.1 Nồng độ cân cấu tử đa axít đa bazơ Đa axit axit có khả phân ly cho nhiều proton, đa bazơ bazơ nước có khả thủy phân cho nhiều OH- Như đa axít đa bazơ nước có nhiều cân bằng, hình thành nhiều cấu tử Bỏ cấu tử vào nước có nhiều cân hình thành nhiều cấu tử, nhiên nồng độ cấu tử khác Lấy trường hợp H3PO4 làm thí dụ - H3PO4 = H+ + H2PO4- K1 = H2PO4- = H+ + HPO42- K2 = HPO42- = H+ + PO43- K3 = [ H + ].[ H PO4 ] [ H PO4 ] 2- [ H + ].[ HPO4 ] - [ H PO4 ] 3- [ H + ].[ PO4 ] 2- [ HPO4 ] Axit photphoric có pK2 = 2,12 ; pK2 = 7,21 ; pK3 = 12,36 Ca = [PO43-] + [HPO42-] + [H2PO4-] + [H3PO4] Thay đại lượng phương trình theo Ka , H+ PO43- ta có 3- Ca = [PO43-] + Ca = [PO43-](1 + [PO43-] = 3- 3- [ H + ].[ PO4 ] [ H + ] [ PO4 ] [ H + ]3 [ PO4 ] + + K3K2 K3 K K K1 [ H + ] [H + ]2 [ H + ]3 + + ) K3 K3K2 K K K1 CaK1 K K [ H + ]3 + [ H + ] K1 + [ H + ]K1 K + K1 K K CaK K [ H + ] [HPO4 ] = [ H + ] + [ H + ] K + [ H + ]K K + K K K 2- [H2PO4-] = CaK [ H + ] [ H + ] + [ H + ] K + [ H + ]K K + K K K [H3PO4] = Ca[ H + ]3 [ H + ] + [ H + ] K + [ H + ]K K + K K K Từ biểu thức nồng độ cân cấu tử, rút kết luận tùy thuộc nồng độ H+ mà nồng độ cấu tử có giá trị lớn hay nhỏ; mơi trường axit, nồng độ cấu tử axit lớn ngược lại môi trường bazơ nồng độ cấu tử bazơ lớn 1.5.2 pH dung dịch đa axit đa bazơ Đối với đa axit, đa số chúng có số axit, K khác nhau, thí dụ H3PO4 K1 lớn K2 gần 105 lần phân ly nấc không đáng kể so với nấc Vì vậy, đa axít xem đơn axít có số phân ly Ka1 Tính pH dung dịch đa axít theo cơng thức 4.12: [ H + ] = Ka1Ca (4.24) Trường hợp axít có K gần nhau, axít hữu cơ, phải lập phương trình cân proton sau giải phương trình bậc cao, khơng đề cập Tương tự, đa bazơ Na2CO3, Na3PO4 v.v., chúng đơn bazơ có số thuỷ phân Kb1, áp dụng công thức 4.13 để tính pH dung dịch [OH - ] = Kb1Cb , Kb1 = Kn/Kan 1.5.3 pH dung dịch muối đa axít đa bazơ Trường hợp muối cịn gọi muối lưỡng tính, thí dụ H2PO4-, HPO42-, HCO3-, v.v Giả sử muối H2PO4-, dung dịch có phản ứng: H2PO4- = H+ + HPO42H2PO4- + H2O = H3PO4 + OHPhương trình cân proton là: [H+ ] + [H3PO4] = [HPO42-] + [OH-] Bỏ qua [H+] [OH-] cạnh [H3PO4] [HPO42-] ta có [H3PO4] = Ca[ H + ]3 = [ H + ] + [ H + ] K + [ H + ]K K + K K K CaK K [ H + ] [HPO4 ] = ; Vậy rút [ H + ] + [ H + ] K + [ H + ]K K + K K K 2- [H+] = K1 K hay: Tương tự HPO42- ta có [H+] = K2 K3 hay: pH = 1/2 pK1 + 1/2 pK2 pH = 1/2 pK2 + 1/2 pK3 1.6 CHUẨN ĐỘ AXIT-BAZƠ 1.6.1 Chất thị Chất thị axít yếu bazơ yếu mà dạng axit dạng bazơ khác màu Có thể viết phương trình phân ly cho chất thị axít yếu: Hind ⇌ H+ + IndpH = pKInd [ Ind - ] + log [ HInd ] Màu dung dịch định dạng có nồng độ lớn Thông thường nồng độ dạng lớn dạng lại 10 lần, dung dịch có màu Vì vậy, khoảng đổi màu thị pH = pKInd ± Tuy nhiên thực tế, nồng độ dạng axít bazơ không đến 10 lần gây nên đổi màu khoảng đổi màu có lệch chút Ngồi khoảng đổi màu, người ta cịn sử dụng pT để pH màu thị thay đổi rõ Bảng 4.3: Một số chất thị thường sử dụng Cách pha Chất thị PK Khoảng đổi màu Màu Cresol đỏ Thimol xanh Erythrosine Metyl da cam Bromcresol xanh 1,0 1,65 3,46 4,66 0,2-1,8 1,2-2,8 2,2-3,6 3,1-4,4 3,8-5,4 đỏ - vàng đỏ - vàng Vàng - đỏ Đỏ- vàng Vàng-xanh Metyl đỏ Bromthimolxanh 7,1 4,2-6,3 6,2-7,6 đỏ - vàng 0,02g + 60ml ethanol + 40 ml H2O Vàng -xanh 0,1g+16 mlNaOH0,01M + 225ml H2O Phenol đỏ Phenolphtalein 7,81 9,2 6,8-8,4 8,3-10 Vàng - đỏ 0,1g+28,2 mlNaOH0,01M + 225mlH2O o K m - hồng 0,05g+50ml ethanol + 50mlH2O Thimolphtalein Alizarin vàng 9,7 10.7 9,3-10,5 Kom - xanh 0,04g +50mlethanol + 50 ml H2O Vàng-đỏ 0,01% nước 10-12 0,1g+26,2 mlNaOH 0,01M+225 ml H2O 0,1g+21,5 mlNaOH 0,01M+225 ml H2O 0,1% nước 0,01% nước 0,1g+14,3mlNaOH 0,01M + 225ml H2O Màu thị biến đổi màu chuẩn độ Có thuyết giải thích đổi màu chất thị [V.N Alexeiep, 1971] a) Thuyết ion mang màu Theo thuyết này, chất thị axit yếu hay bazơ yếu, phân ly thành ion giống axit, bazơ bình thường: HInd ⇌ H+ + Ind- Tuy nhiên, dạng không phân ly (HInd) ion (Ind-) chất thị khác màu nhau, vậy, gọi thị hai màu Tuỳ theo môi trường, chất thị tồn hai dạng axit bazơ dạng tồn phụ thuộc mơi trường Thuyết có điểm không phù hợp màu chất hữu phụ thuộc cấu trúc phân tử b) Thuyết nhóm mang màu Trong phân tử chất thị màu có nhóm mang màu, thí dụ nhóm azo, nhóm quynon …, nhiên tác dụng mơi trường, nhóm mang màu chuyển hố sang dạng khác dẫn tới màu thay đổi tương ứng, tượng cịn gọi chuyển hóa đồng phân thuận nghịch (hiện tượng tautome) Thí dụ chuyển hố nhóm azo: -N=N- ⇄ =N-NH- benzen ⇄ quynoit … c) Thuyết ion-nhóm mang màu Đây thuyết kết hợp hai thuyết để giải thích đổi màu chất thị dung dịch Điều có nghĩa hai thuyết bổ xung cho nhau, tạo nên thuyết chung thứ ba Trong trình chuẩn độ axít, chất thị thêm vào dung dịch, chịu tác động mơi trường, trước tương đương, thị có dạng axit (hoặc bazơ) phản ứng với axit dung dịch Sau điểm tương đương, chuyển hóa xảy lượng nhỏ chất chuẩn (bazơ) phản ứng với chất thị chuyển chúng sang dạng bazơ làm đổi màu dung dịch Tuy nhiên, để có phép đo xác, phải chọn chất thị phù hợp Chọn chất thị Chất thị chọn cho -Khoảng đổi màu chất thị nằm bước nhảy pH đường cong chuẩn độ (trong số tài liệu dùng điều kiện pT chất thị nằm bước nhảy đường cong chuẩn độ) - pK chất thị gần pH điểm tương đương tốt 1.6.2 Chuẩn độ axit mạnh bazơ mạnh chuẩn độ bazơ mạnh axit mạnh a) Nguyên tắc tính pH: Phản ứng chuẩn độ axít mạnh bazơ mạnh tạo thành muối phân ly hoàn toàn, hợp chất trung tính, điểm tương đương tức đương lượng axít phản ứng vừa đủ với đương lượng bazơ, pH dung dịch Thiết lập đường cong chuẩn độ tức tính pH thời điểm khác đường cong chuẩn độ, nối điểm lại, ta có tranh biến đổi pH Khi chuẩn độ axít mạnh bazơ mạnh ngược lại, trước điểm tương đương, dung dịch cịn dư chất phân tích, pH dung dịch tính theo lượng dư axít mạnh bazơ mạnh Tại điểm tương đương, H+ OH- dung dịch hình thành nước phân ly nên [H+]= [OH-] = 10-7, pH =7 Sau tương đương, pH dung dịch tính theo lượng H+ dư OH- dư Có thể tóm tắt cách tính bảng sau: Bảng 4.4: pH dung dịch chuẩn độ axit mạnh, bazơ mạnh Thời điểm Chuẩn độ axít mạnh bazơ mạnh Chuẩn độ bazơ mạnh axít mạnh đơn vị đo Cơng thức tính pH đơn vị đo Cơng thức tính pH V=0 0Vtđ Cb OH- dư (pOH=1/2pKb- 1/2logCb) pH = 14 + log [OH-] dư Ca H+ dư pH = -log [H+]dư V=0 Ca, Ka 0