bài giảng hóa phân tích cơ sở chương 3 phương pháp chuẩn đồ

HĨA PHÂN TÍCH CƠ SỞ Chương 3: PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ ACID-BAZ GV: Lại Thị Hiền Nội dung chương Cơ sở nguyên tắc pp Đường cong chuẩn độ pH-V Dung dịch đệm Chuẩn độ đa axit Pha chế thiết lập nồng độ axit-bazo 3.1 Cơ sở nguyên tắc pp  Dựa phản ứng: H+ + OH- ⇋ H2O  Trong trình chuẩn độ, pH dung dịch thay đổi theo lượng thuốc thử thêm vào  Vì axit baz hợp chất không màu nên muốn nhận biết điểm tương đương phải dùng chất thị → Chất thị axit - baz Chất thị acid - baz  Định nghĩa:  Chất thị axit – bazơ axit bazơ yếu  Dạng axit dạng bazơ có màu sắc khác  Màu sắc chất thị thay đổi theo pH  Ví dụ:  Phenolphtathalein: Dưới 8,2 Trên 10,0 Methyl đỏ (MR): Dưới 4,4 Trên 6,2 Methyl da cam (MO) Dưới 3,1 Trên 4,4 Ví dụ thị Khoảng chuyển màu chất thị HIn ⇋ H+ + In[H ][I ] K.[HIn] K  [H ]  [HIn] [I ]  pH dd định tỷ số [ HIn] [ In  ]    Vì HIn, In- có màu khác nhau, tỷ số định màu sắc dd Nhận màu HIn [HIn] = n[In-] (pH = pK – lgn) Nhận màu In- [In-] = n[HIn] (pH = pK + lgn) Khoảng chuyển màu chất thị  Khoảng pH gọi khoảng chuyển màu chất thị  pH  pK  Thông thường n = 10 nên Dung dịch có màu HIn [HIn] giảm [In-] tăng Dung dịch có màu In- Khoảng chuyển màu  Trong khoảng chuyển màu có giá trị pH CCT chuyển màu rõ Giá trị gọi số chuẩn độ chất thị Kí hiệu pT 3.2.Đường cong chuẩn độ pH-V Chuẩn độ acid mạnh- baz mạnh Chuẩn độ acid yếu- baz mạnh Chuẩn độ baz yếu- acid mạnh Đường cong chuẩn độ pH-V gì? Đường cong chuẩn độ pH-V đường cong logarit biểu diễn thay đổi pH (trục tung) dung dịch chất nghiên cứu vào lượng thuốc thử (% V hay V) thêm vào trình định phân 3.2.1.Chuẩn độ đơn acid mạnh đơn baz mạnh  Tổng quát: Chuẩn độ HA ( C0, V0) BOH (C, V) lượng baz thêm vào = lượng acid phản ứng CV F = C 0V0 →Với (F: Là tỉ số mol) giá trị V có giá trị F tương ứng • F = 0: Chưa thêm BOH • F = 1: HCl hết, điểm tương đương • F < 1: trước điểm tương đương • F > 1: sau điểm tương đương 10 3.2.2.Chuẩn độ axit yếu baz mạnh Ví dụ: Chuẩn độ dung dịch CH3COOH 0,1N dd NaOH 0,1 N  Phản ứng chuẩn độ: CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O Khi chưa thêm NaOH, dd có CH3COOH, pH dd tính theo công thức:  pH   pK a  lg C a  Khi thêm NaOH, dd tồn chất: CH3COOH, CH3COO-, có tính chất hệ đệm, pH dd tính theo cơng thức:  3.2.2.Chuẩn độ axit yếu baz mạnh Ca pH  pK a  lg Cm   Tại điểm tương đương, dd cịn CH3COO-, pH dd tính theo công thức: pH  ( pK b  lg C b ) Sau điểm tương đương, dd CH3COO- NaOH dư, pH dd tính theo cơng thức: pH = 14 + lg[OH-] Nhận xét Điểm tương đương nằm môi trường kiềm (pH > 8)  Bước nhảy đường định phân ngắn nhiều so với chuẩn độ axm bzm  Nồng độ chất lớn bước nhảy dài   Chất thị thích hợp PP Chuẩn độ baz yếu axit mạnh Ví dụ: Chuẩn độ NH3 HCl  Phương trình phản ứng chuẩn độ: NH3 + HCl → NH4Cl  Khi chưa cho HCl, dung dịch có NH3, baz yếu, pH dd tính theo cơng thức:  pK b  lg C b   Trước điểm tương đương, dd có NH3 dư, NH4+, có tính chất dd đệm, pH dd tính theo cơng thức: pH  14  pOH  14  Cb pH  pK b  lg Cm Chuẩn độ baz yếu axit mạnh Tại điểm tương đương, dd có NH4+, pH dd tính theo cơng thức: pH   pK a  lg C a    Sau điểm tương đương, dd có NH4+, HCl dư, pH dd: pH = -lg [H+] Nhận xét Điểm tương đương miền axit  Chất thị thích hợp cho phép chuẩn độ MR  3.3 Dung dịch đệm    Ví dụ cặp axit, bazơ liên hợp ? Dung dịch đệm ?  Định nghĩa: dd đệm dd có pH thay đổi thêm vào dd axit mạnh, bazơ mạnh pha lỗng dd  Giải thích? Lập cơng thức tính pH dd đệm:  Giả sử có dd đệm HA, nồng độ Ca NaA, nồng độ Cb 3.3 Dung dịch đệm   Các cân dung dịch: HA ⇋ H+ + AH2O ⇋ H+ + OHPt số Ka: [ H  ].[ A ] Ka  [ HA]   Pt bảo toàn khối lượng: [HA] + [A-] = Ca + Cb → [HA] = Ca + Cb – [A-] Pt bảo toàn điện tích: [Na+] + [H+] = [OH-] + [A-] → [A-] = [H+] + [Na+] - [OH-] = [H+] + Cb - [OH-] (1) (2) (3) 3.3 Dung dịch đệm Từ (1), (2) (3) có:  Ca  [ H  ]  [OH  ] [H ]  Ka Cb  [ H  ]  [OH  ]  Thường [H+] [OH-] ≪ Ca Cb nên:  Ca [H ]  K a Cb   Ca pH  pK a  log Cb Ví dụ: Tính pH dung dịch sau:     CH3COOH 0,1M CH3COONa 0,1M CH3COOH 0,3M CH3COONa 0,1M NH4Cl 0,1M NH3 0,1M NH4Cl 0,1M NH3 0,3M 3.3 Dung dịch đệm  Để thấy rõ tác dụng đệm dung dịch, xét ví dụ:  Ví dụ 1: pH dung dịch CH3COOH 0,1M CH3COONa 0,1M thay đổi thêm vào lít dung dịch này:  10-2 mol HCl 10-2 mol NaOH Nhận xét: dung dịch đệm có cân  CH3COOH + H2O ⇋ CH3COO- + H3O+ Khi thêm vào dung dịch H+ OH- ??? 3.3 Dung dịch đệm  pH dung dịch đệm: Ca pH  pK a  log Cb = 4,75 - log1 = 4,75  Khi thêm 10-2 mol HCl vào dung dịch: HCl → H+ + Cl10-2 10-2 CH3COO- + H+ Khi cân 0,1 – 10-2 10-2 pH  pK a  log CH3COOH 0,1 + 10-2 0,11  4,66 0,09 3.3 Dung dịch đệm  Khi thêm 10-2 mol NaOH vào dung dịch: NaOH → Na+ + 10-2 CH3COOH + OHCân 0,1 – 10-2 10-2 OH10-2 CH3COO- + H2O 0,1 – 10-2 0,09 pH  pK a  log  4,84 0,11 Kết luận: Khi thêm vào lít dung dịch đệm 0,01 mol HCl NaOH pH dung dịch thay đổi ± 0,09 đơn vị Nếu thêm 0,01 mol HCl NaOH vào lít nước pH thay đổi ntn? 3.3 Dung dịch đệm  Ví dụ 2: pH dung dịch NH4Cl 0,1M NH3 0,1M thay đổi ntn thêm vào dung dịch 10-3 mol HCl 10-3 mol KOH  Ví dụ 3: pH dung dịch NH4Cl 0,2M NH3 0,2M thay đổi ntn thêm vào dung dịch 10-3 mol HCl 10-3 mol KOH 3.4.Chuẩn độ đa axit Ví dụ: Chuẩn độ H3PO4 dd NaOH Analytical Chemistry 38 ...  CH3COOH 0,1M CH3COONa 0,1M CH3COOH 0,3M CH3COONa 0,1M NH4Cl 0,1M NH3 0,1M NH4Cl 0,1M NH3 0,3M 3. 3 Dung dịch đệm  Để thấy rõ tác dụng đệm dung dịch, xét ví dụ:  Ví dụ 1: pH dung dịch CH3COOH... dung chương Cơ sở nguyên tắc pp Đường cong chuẩn độ pH-V Dung dịch đệm Chuẩn độ đa axit Pha chế thiết lập nồng độ axit-bazo 3. 1 Cơ sở nguyên tắc pp  Dựa phản ứng: H+ + OH- ⇋ H2O  Trong trình chuẩn. .. muốn sai số phép chuẩn độ thuộc khoảng pH cuối phép chuẩn phải thuộc khoảng 4 ,3 đến 9,7 Chất thị sử dụng có pT thuộc khoảng 4 ,3 đến 9,7 23 Chuẩn độ acid mạnh, baz mạnh 24 3. 2.2 .Chuẩn độ axit yếu