GIÁO TRÌNH PHÂN TÍCH MÔI TRƯỜNG - PHẦN 1 CƠ SỞ LÝ THUYẾT HOÁ HỌC PHÂN TÍCH (phân tích định lượng) - CHƯƠNG 4 pot

Chương IV PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ AXIT BAZƠ (PHƯƠNG PHÁP TRUNG HOÀ) IV.1 BẢN CHẤT CỦA PHƯƠNG PHÁP TRUNG HÒA Một phương pháp phân tích thể tích quan trọng phương pháp chuẩn độ axit bazơ Bản chất phương pháp dựa tương tác axit bazơ Phương trình hóa học xảy dung dịch tương tác ion H+ với ion OH- tạo thành H2O H+ + OH- = H2O hay H3O+ + OH- = 2H2O Phương pháp cho phép xác định lượng (khối lượng, nồng độ) axit (bằng dung dịch kiềm chuẩn) hay dung dịch kiềm (bằng dung dịch axit chuẩn) tương tác chất với axit hay với bazơ kiềm Dung dịch chuẩn phương pháp axit như: HCl, H2SO4 … hay kiềm NaOH, KOH … Các chất không đáp ứng nhu cầu chất gốc nên dung dịch chuẩn gốc Do người ta chuẩn bị chúng với nồng độ gần đúng, sau xác định nồng độ xác chúng dung dịch gốc khác Ví dụ để xác định nồng độ dung dịch axit ta dùng borat (Na2B4O7.10H2O) hay Na2CO3 khan Các chất đáp ứng yêu cầu chất gốc Về mặt lý thuyết nghiên cứu phép chuẩn độ tức nghiên cứu đầy đủ khâu: thị cho phép chuẩn độ, xây dựng phương trình đường cong chuẩn độ để dựng đường cong từ xây dựng phương trình tính sai số Như nói vấn đề quan trọng phân tích thể tích phải chọn chất thị thích hợp cho điểm kết thúc chuẩn độ gần sát điểm tương đương tốt Để làm điều cần nghiên cứu đầy đủ đặc tính chất thị IV.2 CHỈ THỊ TRONG PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ AXIT BAZƠ IV.2.1 Khái niệm Chất thị phương pháp trung hòa chất mà màu thay đổi với thay đổi pH dung dịch Màu chất thị thay đổi khoảng giá trị pH hẹp, khoảng pH phụ thuộc vào tính chất thị không phụ thuộc vào chất phản ứng với Các yêu cầu thị: - Màu thị phải khác rõ giá trị pH gần - Sự đổi màu chất thị cần phải xãy rõ ràng khoảng pH nhỏ - Màu chất thị đậm tốt - Lượng kiềm hay axit thêm vào để làm thay đổi màu thị tốt để khỏi ảnh hưởng kết định phân 35 - Sự biến đổi màu phải thuận nghịch với biến đổi pH dung dịch trình chuẩn độ Do yêu cầu nên hạn chế việc sử dụng châùt thị axit bazơ, số chất thị sử dụng rộng rãi không 20 Hầu hết thị axit bazơ hữu yếu màu hai dạng axit bazơ liên hợp chất thị phải khác Việc lựa chọn chất thị có ý nghóa quan trọng phép định phân Để lựa chọn xác chất thị phải biết rõ lý thuyết chất thị IV.2.2 Lý thuyết đổi màu thị Thuyết ion: theo thuyết chất thị phương pháp trung hòa axit hay bazơ hữu yếu có màu dạng phân tử khác màu với dạng ion Ví dụ quỳ dạng phân tử có màu đỏ, dạng ion có màu xanh, axit yếu; giả sử thị axit dạng phân tử hiểu HIn dạng ion In- ta có phân ly quỳ biểu diễn sau HIn Đỏ = H+ + In- K (1) Xanh Khi hoà tan vào nước dạng phân tử dạng ion tồn có màu tím, thêm axit vào có màu đỏ, ngược lại thêm bazơ vào dung dịch có màu xanh Loại thị hai dạng có màu người ta gọi thị hai màu Metyl dacam thị hai màu, tromg môi trường axit có màu đỏ, môi trường bazơ có màu vàng, pH = có màu hỗn hợp hai dạng màu đỏ da cam Ngoài có thị màu tức thị dạng có màu dạng không màu, phenolphtalein môi trường axit không màu, môi trường bazơ có màu đỏ Tương tự người ta giải thích cho thị bazơ hữu yếu cách ký hiệu dạng phân tử InOH dạng ion In+ Trong dung dịch chúng phân ly theo phương trình: InOH = In+ + OH- Nếu thêm kiềm vào dung dịch cân chuyển sang trái dung dịch có màu dạng phân tư.û Nếu thêm axit vào dung dịch cân chuyển sang phải dung dịch có màu dạng ion Tóm lại thuyết ion thị đơn giản giải thích cách trực quan chế thay đổi màu sắc chúng ảnh hưởng ion H+ OH- tham gia vào dung dịch Thuyết cho phép giải thích định lượng, không cho quan niệäm đầy đủ ảnh hưởng cấu tạo chất hữu màu sắc chúng Do xuất thuyết thứ hai – Thuyết nhóm mang màu Thuyết nhóm mang màu: theo thuyết màu chất thị axit bazơ định có mặt phân tử chúng, nhóm nguyên tử 36 đặc biệt gọi “nhóm mang màu” ví dụ nhóm C = O, nhóm nitro O=N→ chuyển thành nhóm nitrozo OH-N=; nhóm azo –N=N- biến đổi thành hydrazo –N=N-H; nhóm benzo ( ) chuyển thành nhóm quinoid ( = = )… Như màu sắc thị phụ thuộc vào phân ly (ion hóa) phân tử chất thị mà phụ thuộc vào cấu tạo chúng có mặt nhóm mang màu Đây sở quan niệm thuyết mang màu thị Theo thuyết thay đổi pH dung dịch xảy chuyển vị nguyên tử bên trong, dẫn tới thay đổi màu sắc dung dịch chất thị tồn hai dạng, dạng chuyển đổi sang dạng khác phụ thuộc vào đại lượng pH Từ trình bày thuyết ion mang màu thị đắn Theo thuyết thay đổi màu chất thị gây nên kết hợp tách ion H+ từ phân tử chúng kèm theo thay đổi cấu tạo phân tử, thống hai thuyết hợp thành thuyết ion mang màu IV.2.3 Khoảng pH chuyển màu thị axit – bazơ Khoảng pH mà chất thị đổi màu gọi khoảng pH chuyển màu thị Sự thay đổi màu dung dịch chất thị chuẩn độ, có liên quan tới tăng giảm nồng độ ion H+ hay OH-, tức phụ thuộc hoàn toàn vào đại lượng pH dung dịch chuẩn độ Ví dụ: thêm 2-3 giọt thị metyl da cam vào dung dịch kiềm (NaOH, KOH) dung dịch có màu vàng Khi thêm axit vào dung dịch pH dung dịch giảm xuống, thực nghiệm người ta xác định rằng: pH = 3,1 dung dịch có màu hồng đậm, ngược lại thêm vào dung dịch (màu hồng đậm) lượng kiềm từ từ đạt giá trị pH 4,4 dung dịch lại có màu vàng Từ thực nghiệm nhận xét rằng: khoảng pH = 3,1 đến 4,4 có thay đổi màu thị mêtyl dacam Bằng thí nghiệm tương tự với phenolphthalein ta thu pH chuyển màu – 10 Vậy khoảng hai giá trị pH xảy thay đổi màu sắc thị gọi chuyển màu Người ta xác định khoảng chuyển màu thị dựa vào cân phân ly thị Xét thị dạng HIn HIn [H+] = = H+ + In- K K [ HIn ] ⎡ In − ⎤ ⎣ ⎦ (1) (2) Lấy logarit số hạng hai vế biểu thức (2) 37 lg ⎡ H + ⎤ = lg K + lg ⎣ ⎦ Ta có: [ HIn] ; đặt p = -lg ⎡ In − ⎤ ⎣ ⎦ ⎡ In − ⎤ pH = pK + lg ⎣ ⎦ [ HIn] Chú ý: [ ]: biểu diễn nồng độ cân hai dạng tức chấp nhận hệ số hoạt độ f = Vì K số phân ly giá trị không đổi thị màu thị sẽõ phụ thuộc vào tỷ số nồng độ hai dạng có màu In HIn, tỷ số sẽõ thay đổi theo pH Thực nghiệm cho thấy hai dung dịch chứa hai dạng màu khác mắt thường phân biệt hai dạng màu riêng biệt tỷ lệ nồng độ dung dịch dạng dạng lớn gấp 10 lần (Tuy nhiên giá trị giá trị lớn cần có, số trường hợp tùy thuộc màu hai dạng mà tỷ số nhỏ hơn) ⎡ In − ⎤ Trong khu vực 1/10 < ⎣ ⎦ < 10 mắt nhìn thấy màu [ HIn] trung gian hai dạng, khoảng pH chuyển màu sẽõ laø: PK + lg1/10 < pH < pK + lg10 Hay pK – < pH < pK +1.Ví dụ thị metyl dacam khoảng chuyển màu từ 3,1 – 4,4, nghóa khoảng giá trị pH > 4,4, mắt thấy màu vàng dạng bazơ (In-) pH < 3,1 thấy màu đỏ dạng axit (HIn) dó nhiên khoảng hai giá trị sẽõ nhận thấy màu trung gian dacam Vậy khoảng giá trị từ pK – đến pK + gọi khoảng chuyển màu thị PK –1 pK pK+1 PH Màu HIn Màu trộn lẫn Màu In- IV.2.4 Chỉ số chuẩn độ pT chất thị Trong khoảng màu thị có giá trị pH màu thay đổi rõ nhất, giá trị pH sẽõ ngừng chuẩn độ vậy: Giá trị pH phép chuẩn độ kết thúc thị gọi số chuẩn độ Ký hiệu pT (p = -lg) Chỉ số chuẩn độ phụ thuộc vào chất thị phụ thuộc vào thứ tự chuẩn độ Chẳng hạn chuẩn độ axit HCl dung dịch NaOH dùng phenolphthalein làm thị, màu dung dịch sẽõ chuyển từ không màu (pH ≤ 38 8) đến màu đỏ (pH ≥ 10), thực tế chuẩn độ đến pH = 9, thấy rõ màu hồng ngừng chuẩn độ Trường hợp pT = Ngược lại chuẩn độ dung dịch NaOH dung HCl dùng thị phenolphthalein, chuẩn độ từ màu đỏ (pH ≥ 10) sang màu vàng (pH ≤ 8) dừng pT = từ màu đỏ sang màu hồng khó phân biệt, nên trường hợp pT = Dưới số liệu số thị axit bazơ có nhiều ứng dụng chuẩn độ trình bày bảng 4.1 Bảng 4.1 Một số thị axit bazơ quan trọng Chuẩn độ axit kiềm Chỉ thị Khoảng pH chuyển màu Metyl dacam 3,1 Metyl đỏ Phê nol đỏ (đỏ) 4,4 (đỏ) 6,0 (vàng) - 4.4 Chuẩn độ bazơ axit Màu dừng chuẩn độ pT Khoảng pH chuyển màu Vàng 4,4 4,4 6,2 8,0 (đỏ) phenolph 8,0 - 10 talein (không màu) (đỏ) Vàng dacam 6,0 Vàng dacam hồng - 3,1 (đỏ) 6,2 - 4,4 (vàng) Vàng (Vàng) - pT (vàng) (vàng) - Màu dừng chuẩn độ (đỏ) Vàng dacam 6.0 Vàng Không màu 8,0 - (đỏ) (vàng) 10 - 8,0 (đỏ)(không màu) IV.2.5 Nguyên tắc chọn thị - pH tương đương nằm khoảng chuyển màu thị - Chỉ thị có pT trùng với pH tương đương hay gần sát với điểm tương đương - Chỉ thị có khoảng chuyển màu nằm bước nhảy phép chuẩn độ - Chỉ thị có pT nằm bước nhảy phép chuẩn độ Như mức độ nghiêm ngặt thị sẽõ giảm dần theo thứ tựï chọn từ xuống IV.3 CÁCH XÁC ĐỊNH ĐIỂM TƯƠNG Khi định phân muốn xác định điểm tương đương phải dùng chất thị Trong trường hợp lý tưởng, kết thúc định phân chất thị phải đổi màu điểm tương đương nghóa pT thị phải trùng với pH dung dịch điểm tương đương Nhưng thực tế pT không trùng với pH thời điểm tương đương, lớn hơn, nhỏ Do ta định phân thiếu thừa dẫn đến sai số 39 Như để phép định phân đạt kết tốt nhất, sai số nằm phạm vi cho phép, người ta thường dùng hai phương pháp sau -Phương pháp vẽ đường định phân (đường cong chuẩn độ) phương pháp đồ thị -Phương pháp tính sai số thị phép chẩn độ Khi định phân tiến hành dung môi nước hay không nước Ở nghiên cứu trường hợp định phân dung môi nước Sau nghiên cứu phương pháp dựng đường cong chuẩn độ IV.4 NGUYÊN TẮC XÂY DỰNG ĐƯỜNG ĐỊNH PHÂN AXIT- BAZƠ Đối với phép chuẩn độ điều quan trọng chọn thị thích hợp Để làm điều cần phải xây dựng đường cong chuẩn độ biểu diễn phụ thuộc pH dung dịch theo lượng dung dịch chuẩn cho vào chuẩn độ Đường chuẩn độ xây dựng theo tọa độ pH với P Trong P tỷ số số đương lượng chất chuẩn với số đương lượng chất cần chuẩn Nếu quy ước nồng độ thể tích dung dịch chuẩn C, Vi Nồng độ, thể tích dung dịch cần chuẩn C0 V0 P = (CVi)/(C0V0) Tại điểm tương đương ta có CVtđ = C0V0 nên P = Trước điểm tương đương Vi < Vtđ nên P Vtđ nên P > Sau đây, để đơn giản xây dựng đường cong chuẩn độ phụ thuộc vào biến đổi pH DD chuẩn độ lượng thuốc thử cho vào trình chuẩn độ Giả sử dung dịch chất nghiên cứu axit hay bazơ dung dịch chuẩn thuốc thử bazơ hay axit có nồng độ xác định Ví dụ, thường lấy C = 0,1 M V = 100 ml Sau ta tính giá trị pH dung dịch ứng với thời điểm định phân: - Trước định phân: Khi chưa thêm thuốc thử - Trước điểm tương đương: giai đoạn định phân thêm thuốc thử chưa đủ lượng tương đương - giả sử thêm 50%, 90%, 99,9% lượng cần thiết - Tại điểm tương đương: Khi thêm 100% lượng thuốc thử cần thiết - Sau điểm tương đương: giai đoạn thêm thừa thuốc thử: 100,1%, 101%, 110%, 200% … - Nối giá trị pH lại ta đường cong logarit IV.5 CÁC TRƯỜNG HP ĐỊNH PHÂN IV.5.1 Định phân dung dịch axit mạnh bazơ mạnh hay ngược lại Giả sử định phân 100 ml HCl dụng NaOH có nồng độ 0,1M 40 IV.5.1.1 Khảo sát đường định phân Khi định phân dung dịch HCl dung dịch NaOH ta nhỏ dung dịch NaOH vào dung dịch HCl, phản ứng xảy sau: HCl + NaOH Hay: = NaCl + H2O HCl + NaOH = Ax1 baz2 Cl- + Na+ H2O baz1 Ax2 a Tính pH dung dịch phân tích trình định phân - Để đơn giản phép tính ta giả thiết trình định phân thể tích dung dịch phân tích không đổi (các trường hợp sau giả thiết thế) - Vì HCl NaOH axit bazơ mạnh nên Cl- Na+ H2O bazơ axit liên hợp yếu coi trung tính phương diện axit – bazơ - Trước định phân : dung dịch phân tích dung dịch axit mạnh, ta có: pH = - lgCHCl = -lg10-1 = - Trước điểm tương đương: giai đoạn ta chưa cho đủ lượng NaOH nên dung dịch lúc lại lượng HCl chưa định phân, đồng thời có lượng Clvà Na+ H2O tạo thành Bởi pH dung dịch tính theo lượng HCl lại pH = - lgCHCl (còn lại ) + Giả sử ta cho 90 ml dung dịch NaOH 0,1M vào 100ml HCl 0,1M Như ta trung hoà 90% lượng HCl ban đầu Vì không kể đến tăng thể tích nên ta xem nồng độ HCl lại 10% CHCl (còn lại) = (0,1x10) : 100 = 10-2M Vậy pH = -lg10-2 = +Cũng trung hoà 99% axit pH = -lg10-3 = + Khi trung hoà 99,9% axit pH = - Ở điểm tương đương: cho lượng tương đương NaOH vào dung dịch HCl toàn HCl bị trung hòa hết tạo thành dung dịch Cl- Na+ H2O dung dịch trung tính Vậy pH = - Sau điểm tương đương: giai đoạn ta cho thừa NaOH dung dịch phân tích lúc có dư NaOH pH dung dịch tính theo lượng NaOH dư, áp dụng công thức pH = 14 + lgCNaOH (thừa) Giả sử thời điểm ta cho đến: + 100,1 ml NaOH tức thừa 0,1 ml NaOH nghóa thừa 0,1% so với lượng cần thiết Vì thể tích dung dịch không đổi (100ml) nên nồng độ NaOH thừa CNaOH (thừa) =(0,1 0,1) : 100 = 10-4M, pH = 10 41 + Nếu cho thừa 1% NaOH pH = 14 + lg10-3 = 11 + Nếu thừa 10% pH = 12 Nếu kể đến pha loãng dung dịch trình định phân tức thể tích dung dịch tăng lên giá trị pH tính có khác chút Ở không sâu thành lập công thức tính pH mà đưa công thức - Trước tương đối xa điểm tương đương: [ H + ] = (1 − F ) V 00+ V C V Trong F = CV : C0V0 C0V0 : nồng độ thể tích dung dịch axit mạnh V, C : thểû tích nồng độ bazơ thêm vào F : gọi mức độ axit chuẩn độ - Tại điểm tương đương pH = - Sau tương đối xa điểm tương thì: - [OH-] = [KH2O] : [H+] = [(F – 1) (C0V0)] : (V0+V) Có thể tóm tắt biến thiên pH dung dịch trình định phân bảng 4.2 Bảng 4.2 Định phân 100 ml HCl 0,1N NaOH 0,1N V NaOH thêm (ml) Chất định pH dung dịch pH pH2 HCl 1 50 - 1,48 90 - 2,28 99 - 3,30 99,9 - 4,3 100 - 7 100,1 NaOH 10 9,7 101 - 11 10,7 110 - 12 11,68 200 - 13 12,56 pH2 giá trị pH kể đến pha loãng 42 b Vẽ đường định phân: trục tung ta ghi giá trị pH từ đến 14, trục hoành ghi lượng NaOH thêm vào tính theo ml (hình 4.1) 14 10 Bước nhảy chuẩn độ 100 VNaOH (ml) Hình 4.1 Đường cong chuẩn độ dung dịch HCl 0,1M Nhận xét: nhìn vào đường định phân ta thấy: - Điểm tương đương trùng với điểm trung tính (pH = 7) - Trong gần suốt trình định phân, từ lúc ban đầu trung hòa 99.9% axit, pH dung dịch thay đổi đơn vị (từ đến 4) -Nhưng giai đoạn trung hòa hết 0,1% HCl lại thừa 0,1% NaOH nghóa ta thêm 0,2 ml NaOH (vài giọt) pH biến đổi đơn vị (4 – 10) Khi nồng độ H+ giảm triệu lần, khoảng pH biến đổi đột ngột gọi bước nhảy chuẩn độ pH đường định phân Vậy bước nhảy đường định phân khoảng giá trị pH pH thay đổi đột ngột ứng với thiếu thừa thuốc thử (trong trường hợp thường 0,1%) dùng để định phân - Từ thời điểm cho thừa 0,1 ml NaOH (thừa 0,1%) trở pH dung dịch tăng đoạn đầu đường định phân - Trong thực tế người ta định phân 100 ml dung dịch mà thường 10 hay 15 ml, bước nhảy xuất thêm thừa 0,2 ml mà hơn, tức 0,01 ml hay 0,03 ml NaOH tương ứng với – giọt dung dịch - Xuất bước nhảy có lợi cho trình chuẩn độ Vì từ phương trình ⎡ In − ⎤ chất thị pH = pK + lg ⎣ ⎦ pH thay đổi đột ngột lúc [ HIn] ⎡ In − ⎤ thêm thừa – giọt dung dịch NaOH kéo theo tỷ số ⎣ ⎦ thay đổi đột [ HIn] ngột màu thị thay đổi rõ rệt Nếu bước nhảy 43 màu thị thay đổi chậm từ từ đến mức rõ thời điểm cần kết thúc định phân Bước nhảy dài phép định phân xác IV.5.1.2 Chọn chất thị để xác định điểm tương đương Như biết, dùng chất thị axit-bazơ để kết thúc định phân thị thay đổi màu rõ nhất, rõ ràng pH dung dịch pT chất thị Nếu kết thúc định phân tại: - Điểm tương đương pT = pH = lý tưởng, kết xác 100% - Đầu bước nhảy: pT = trường hợp ta định phân thiếu 0,1% thuốc thử, nghóa mắc sai số 0,1% - Cuối bước nhảy pT = 10, ta định phân thừa 0,1% thuốc thử mắc sai số +0,1%.Vậy kết thúc định phân khoảng – 10 tức khoảng chất thị đổi màu rõ kết định phân mắc sai số tối đa 0,1% (trong phạm vi sai số cho phép) Từ ta có quy tắc sau: Để xác định điểm tương đương đạt độ xác (thông thường 0,1%) cho phép ta chon thị axit-bazơ có pT nằm khoảng bước nhảy phép định phân Trong trường hợp định HCl 0,1N NaOH 0,1N có bước nhảy pH từ đến 10 dùng metyl dacam, metyl đỏ, phenolphtalein, quỳ v.v…để làm chất thị IV.5.1.3 Điều kiện định phân Muốn xác định xác điểm tương đương phải có bước nhảy pH Bước nhảy pH dài tốt chọn nhiều chất thị định phân dễ xác -Nếu định phân dung dịch đặc giả sử có nồng độ 1M bước nhảy pH dài hơn, pH = – 11, trái lại HCl loãng hơn, giả sử nồng độ 0,01M bước nhảy pH = – 9, nồng độ 0,001M bước nhảy chuẩn độ pH = – Vậy rõ ràng nồng độ dung dịch loãng, bước nhảy pH ngắn tất nhiên dung dịch loãng đến mức bước nhảy Ở ta tìm nồng độ giới hạn dung dịch phân tích sau: Gọi a nồng độ ban đầu, bảng biến thiên pH cho ta thấy trước điểm tương đương 0,1% axit chưa định phân pH phải nhỏ pH thời điểm tương đương có bước nhảy, nghóa là: pH < hay lgCHCl (còn lại) < hay CHCl (còn lại) > 10-7 CHCl (còn lại) =(a.0,1):100 > 10-7 hay a > 10-4 Vậy muốn định phân axit mạnh bazơ mạnh với độ xác 0,1% dung dịch phải có nồng độ ban đầu C > 10-4M 44 tìm giá trị giới hạn KA điều kiện định phân axit có CA = 0,1N với mức độ xác ± 0,1% - Muốn có bước nhảy pH đường định phân pH đầu bước nhảy rõ ràng phải không trùng với pH cuối bước nhảy phải nhỏ pH đầu bước nhảy tính là: pH = pKA + lg Cm/CA = pKA + lg99,9/0,1 ≈ pKA + Còn pH cuối bước nhảy 10 Vậy rõ raøng pH = pKA + < 10 hay pKA < hay KA > 10-7 Kết luận: ta định phân axit yếu 0,1N axit mạnh 0,1N với độ xác ± 0,1% KA > 10-7 (hình 4.3) pH 14 10 KA = 10-9 KA = 10-7 KA = 10-5 HCl 0,1 N 100 VNaOH (ml) Hình 4.3 Đường cong chuẩn độ DD axit yếu với pKa khác - Trong thực tế người ta tăng cường độ axit cách cho thêm chất có khả tạo phức với axit yếu, ví dụ H3BO3 axit yếu có KA = 5,8.10-10 định phân trực tiếp bazơ mạnh Nếu cho thêm glxerin vào, tạo phức với H3BO3 H3BO3 trở nên mạnh định phân trực tiếp với thị phenolphtalein IV.5.2.3 Chọn chất thị Trong trường hợp ta chọn chất thị axit - bazơ mà có 7,75 ≤ pT ≤ phenolphtalein chất thị thích hợp số chất thị thường dùng IV.5.3 Định phân bazơ yếu axit mạnh (hay ngược lại) Bazơ yếu NH4OH, CH3COO-, v v… Giả sử định phân 100 ml dung dịch NH4OH (K = 1,8.10-5, pK = 4,75) dung dịch HCl có nồng độ 0,1N 50 IV.5.3 Tính pH DD trình chuẩn độ 1.Trước chuẩn độ DD có NH4OH bazơ yếu, pH DD tính theo phương trình: + ⎡ NH ⎤ ⎡OH − ⎤ ⎣ ⎦⎣ ⎦ = K = 1,8.10−5 b [ NH 4OH ] Vì {NH4+} = [OH-] coi NH4OH ≈ Cb, viết: ⎡OH − ⎤ = Kb Cb ⎣ ⎦ từ ta có: pOH = ½pKb - ½lgCb (1) pH = 14 – pOH = 14 - ½(pKb + lgCb) Hay pH = + ½(pKA + lgCB) (4.8) 2.Trước điểm tương đương Tại thời điểm trước điểm tương đương (các điểm trung gian trình chuẩn độ) Cách lập luận tương tự, ta có trình chuẩn độ, lượng bazơ tự chưa chuẩn độ (NH4OH) có muối NH4Cl tạo thành phản ứng theo phương trình sau: NH3 + HCl = NH4+ + ClVà ta có pOH = pKb + lgCb / Cm Nên pH = 14 – pKb + lgCb / Cm Hay pH = pKA + lg (CB / Cm) (4.9) 3.Tại điểm tương đương: Muối tạo thành DD bị thuỷ phân theo phương trình: NH4+ + H2O NH4OH + H+ Từ phương trình số thuỷ phân: [N H Ta tính được: O H ]⎡ H + ⎤ ⎣ ⎦ = Ka + ⎡NH ⎤ ⎣ ⎦ pH = ½(pKA – lgCm ) (4.10) Sau điểm tương đương Tương tự ta có pH phụ thuộc vào lượng dư DD axit HCl Hay pH = -lgCHCl pH điểm đường cong chuẩn độ ghi bảng 4.4, đường cong chuẩn độ hình 4.4 51 Bảng 4.4 pH DD trình chuẩn độ NH3 CB/Cm Công thức tính pH pH pH = + ½(pKA + lgCB) 11,13 8,3 HCl thêm Chất q/định pH dung dịch NH3 0,1N 90 NH3 + NH4+ 1:9 pH = pKA + lg(CB/Cm) 99 - : 99 - 99,9 - : 999 - 100 NH4+ 0,1N pH = ½(pKA – lgCm) 100,1 HCl 0,0001N pH = -lgCHCl 101 HCl 0,001N - 110 HCl 0,01N - 200 HCl 0,1N - 7,25 6,24 5,12 pH 10 Bước nhảy chuẩn độ VHCl(ml) 100 Hình 4.4 đường cong chuẩn độ dung dịchNH3 Nhận xét: - Điểm tương đương không trùng với điểm trung tính mà nằm miền axit (hình 4.5) - Ở gần điểm tương đương có bước nhảy pH: 6,24 – ngắn trường hợp định phân NaOH HCl nguyên nhân NH3 bazơ yếu - Rõ ràng đường định phân bazơ yếu có bước nhảy dài KB lớn tức KA nhỏ KB bé KA lớn bước nhảy ngắn 52 Cũng tương tự ta chứng minh KB > 10-7 nghóa KA 10-8 nên chuẩn độ đến nấc thứ H3PO4 xuất bước nhảy 53 Tính pH dung dịch trình định phân + Trước định phân: ta có dung dịch đa axit Vì K1 >> K2 >> K3 K1.C >> W nên pH0 tính dựa vào nấc phân ly thứ H3PO4 Có thể tích gần đún g theo công thức axit yếu pH0 = ½(pK1- lgCA) = ½(2,23 – lg10-1) = 1,62 + Taïi điểm tương đương I: ta đạt tới điểm tương đương thứ tiêu thụ hết mol NaOH, ứng với tạo thành muối axit NaH2PO4 pH I = pK1 + pK 2, 23 + 7, 23 = = 4, 73 2 + Tại điểm tương đương II: ta đạt tới điểm tương đương thứ hai tiêu thụ hết hai mol NaOH, ứng với tạo thành muối axit Na2HPO4 pH II = pK + pK 7, 23 + 12,32 = = 9, 78 2 + Tại điểm tương đương III: ta đạt tới điểm tương đương thứ ba tiêu thụ hết ba mol NaOH, ứng với tạo thành muối trung tính Na3PO4 pH = + ½ (pK3 + lgCm) = 12,6 Như đa axit phân ly cho n nấc định phân cho n điểm tương đương Trong n – điểm tương đương dung dịch lưỡng tính, điểm tương đương cuối dung dịch đa bazơ, có KA bé KA < 10-8 nên bước nhảy Như điểm tương đương thứ I với giá trị pHI = 4,73 chọn thị metyl dacam (3,1 – 4,4) chuẩn độ từ màu đỏ sang màu vàng (pT = 4,4) Tại điểm tương đương thứ II, pHII = 9,78 chọn thị phenolphthalein (9,4 10,6) chuẩn độ đến màu hồng (hồng đỏ) (pT = 9) Không thể định phân trực tiếp H3PO4 đến nấc thứ bước nhảy pH Đường định phân có hình dáng hình vẽ Trong thực tế định phân H3PO4 đến nấc thứ cách gián tiếp sau: Cho CaCl2 tác dụng với H3PO4, lượng tương đương HCl giải phóng người ta định phân lượng HCl NaOH H3PO4 + 3Ca2+ = Ca3(PO4)2 + 6H+ 6H+ + 6OH- = 6H2O Có thể biểu diễn trình chuẩn độ H3PO4 dung dịch NaOH theo sơ đồ sau dựng đường cong chuẩn độ theo giá trị pH0, pHI, pHII 54 pH H3PO4 10 NaOH V1 NaH2PO Phenolphtalein V2 NaH2PO4 Meâtyl dacam NaOH Na2HPO4 Na2HPO 100 200 VNaOH (ml) Hình 4.5 Đường cong chuẩn độ DD H3PO4 Nhận xét: - Tại điểm tương đương I: Thể tích dung dịch NaOH tiêu tốn VI tương ứng với DH3PO4 = M - Tại điểm tương đương II: Thể tích dung dịch NaOH tiêu tốn VII tương ứng với DH3PO4 = M/2 - Về mặt lý thuyết VII = 2VI Tuy nhiên thị metyl dacam phenolphthalein có giá trị pT không trùng với pH tương đương thực tế giá trị VII ≈ 2VI tức ta có sai số IV.5.4.2 Định phân đa bazơ Các bazơ đa chức đa số trường hợp hầu hết muối trung hòa tạo từ cation bazơ mạnh với anion gốc axit đa chức Na2CO3, Na2B4O7… Việc chuẩn độ bazơ đa chức axit mạnh đơn chức diễn ngược lại với trình chuẩn độ axit kiềm Vì khả chuẩn độ riêng nấc phụ thuộc vào tỷ số số Kb ( với Kb = W.Ka-1) thực chất tỷ số số phân ly axit liên hợp Tương tự ta có điều kiện để chuẩn riêng nấc đa bazơ là: Kb1 Kb −1 WKa = WK−1 ≥104 a1 55 Xét trường hợp chuẩn độ Na2CO3 dung dịch HCl dung dịch ion CO32- đóng vai trò bazơ đa chức gốc axit yếu H2CO3 với pKa1(viết gọn pK1 ) = 6,35 pKa2 (viết gọn pK2 ) = 10,33 − Kb1 WK2 10−14.1010,33 = = −14 6,35 = 104 So sánh ta có −1 Kb2 WK1 10 10 Như tiến hành chuẩn độ riêng nấc CO321 Tính pH dung dịch trình định phân Quá trình chuẩn độ tính theo thời điểm pH khác pH0, pHI pHII +Trước định phân: để tính pH0 ta dựa vào có mặt ion CO32CO32- + H2O = HCO3- + OH- Kb = WKa2-1 với giả thiết C(Na2CO3) = 0,1 N ta có pH0 = 14 – ½(pKb1 – lgCb) = 11,67 + Ở điểm tương đương I: phản ứng chuẩn độ điểm tương đương thứ I Na2CO3 + HCl = NaHCO3 + NaCl Thành phần dung dịch điểm tương đương thứ NaHCO3 nên việc tính pHI dựa vào trình: HCO3- = CO32- + H+ Ka2 + Ka1-1 HCO3 + H = H2CO3 pH I tính dựa vào biểu thức: pH I = pK1 + pK 6,35 + 10,33 = = 8,34 2 + Ở điểm tương đương II: Phản ứng chuẩn độ đến điểm thứ II Na2CO3 + 2HCl = H2CO3 + 2NaCl Tại điểm tương đương thứ II, thành phần hệ tồn H2CO3 nên pHII tính dựa vào H2CO3 với nồng độ tính C0/3 Đến cần phải so sánh C H C O với độ tan LC O Việc tính pHII đơn giản dựa vào biểu thức: C ⎡ H + ⎤ = K1 tính toán ta thu giá trị pHII = 3,91 ⎣ ⎦ Như điểm tương đương thứ I với pHI = 8,34 chọn phenolphthalein làm thị chuẩn độ từ màu đỏ sang không màu pT = Tại điểm tương đưong thứ hai với pHII = 3,91 thị chọn mêtyl dacam (pT = 4) Có thể biểu diễn trình chuẩn độ Na2CO3 dung dịch HCl theo sơ đồ dựng đường cong theo giá trị pH0, pHI, pHII (Hình 4.6) 56 Na2CO3 HCl V1 NaHCO3 Phenolphtalein NaHCO HCl V2 H2CO3 Meâtyl dacam H2CO3 100 200 VHCl (ml) Hình 4.6 Đường cong chuẩn độ DD Na2CO3 b Nhận xét DNa2CO3 -Tại điểm tương đương thứ thể tích dung dịch HCl tiêu tốn VI ứng với = M thị phenolphthalein DNa2CO3 -Tại điểm tương đương thứ II thể tích dung dịch HCl tiêu tốn VII ứng với =M/2 thị metyl dacam - Về mặt lý thuyết ta có VII = 2VI Tuy nhiên thực tế VII≈ 2VI tiến hành chuẩn độ thị phát tín hiệu (pT) không trùng với pH điểm tương đương - Trong trường hợp nấc phân ly không thỏa mãn điều kiện 104 lần phải chọn tỷ lệ thoả mãn tức phép chuẩn độ tiến hành đến nấc có tỷ lệ thỏa mãn IV.5.5 CHUẨN ĐỘ HỖN HP CÁC ĐƠN AXIT VÀ ĐƠN BAZƠ IV.5.5.1 Chuẩn độ hỗn hợp axit mạnh axit yếu đơn chức Trường hợp này, phép chuẩn độ riêng axit hay chung cho axit phụ thuộc vào mức độ mạnh, yếu axit đơn chất - Khi số phân ly axit yếu đủ lớn, đầu cho dung dịch kiềm vào, chủ yếu axit mạnh bị trung hòa trước có mặt lượng lớn ion H+ axit mạnh phân ly làm hạn chế trình phân ly axit yếu, K axit yếu đủ lớn nên H+ axit mạnh chưa bị trung hòa hết H+ axit yếu bị trung hòa Như tiến hành chuẩn độ riêng (cho nên chuẩn độ riêng hỗn hợp axit mạnh bazơ mạnh) Phép chuẩn độ 57 chuẩn độ tổng số axit hỗn hợp pH điểm tương đương tính dựa vào cân thuỷ phân gốc axit axit yếu - Trong trường hợp K axit yếu không lớn phải thoả mãn điều kiện C.K> 10-8 tiến hành chuẩn độ riêng axit, tức đường cong sẽõ xuất hai bước nhảy chuẩn độ Tại điểm tương đương thứ pHtđ1 tính dựa vào cân phân ly axit mạnh - Điểm tương đương thứ hai tính dựa vào cân thuỷ phân gốc axit axit yếu Việc xây dựng đường cong chuẩn độ trường hợp rắc rối, dung dịch øđiểm tương đương đồng thời có mặt nhiều trình, việc tổ hợp sẽõ đưa đến nhiều phương trình bậc cao IV.5.5.2 Hỗn hợp hai axit yếu đơn chức Xét trường hợp chuẩn độ hỗn hợp gồm HA có nồng độ C0A HB có nồng độ C0B chuẩn độ dung dịch NaOH có nồng độ CM Với hỗn hợp này, tuỳ thuộc vào số phân ly Ka axit mà phép chuẩn độ tiến hành riêng axit phải chuẩn độ chung Điều kiện để có chuẩn độ riêng axit KHA/KHB 104 lần Chỉ thoả mãn điều kiện đường cong chuẩn độ xuất hai bước nhảy để chọn thị Tuy nhiên nêu dù phép chuẩn độ tiến hành chung hay riêng axit việc xây dựng đường cong chuẩn độ phức tạp IV.5.6 Chuẩn độ hỗn hợp gồm axit mạnh đơn chức với axit đa chức bazơ mạnh đơn chức với bazơ đa chức IV.5.6.1 Chuẩn độ hỗn hợp axit mạnh đơn chức axit đa chức Vì hỗn hợp thường gặp số phân ly nấc thứ axit đa chức đủ lớn nên chuẩn độ riêng axit mạnh đơn chức, phép chuẩn độ trước hết chuẩn độ axit mạnh đơn chức nấc thứ axit đa chức Sau tiếp tục chuẩn độ nấc thứ hai Tuy nhiên điều thoả mãn tỷ lệ số phân ly axit axit đa chức phải 104 lần Xét chuẩn độ hỗn hợp gồm HCl H3PO4 Do K1 = 10-2,23 đủ mạnh nên phép chuẩn độ trước hết tiến hành HCl nấc thứ H3PO4 - Tại điểm tương đương thứ I: HCl + NaOH = NaCl + H2O H3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O pHI tính dựa vào có mặt H2PO4- hoàn toàn giống với chuẩn độ riêng H3PO4 tức là: 58 - Tại điểm tương đương tứ II: hoàn toàn giống nấc thứ chuẩn độ riêng H3PO4 pH II = pK + pK = 9, 78 thị chọn phenolphthalein Có thể biểu diễn trình chuẩn độ hỗn hợp HCl + H3PO4 sơ đồ đường cong vẽ hình 4.7 HCl + H3PO4 NaOH V1 NaCl + Na2HPO4 NaCl + NaH2PO4 NaOH V2 NaCl + Na2HPO4 NaCl + NaH2PO4 V1 V2 VNaOH(ml) Hình 4.7.Đường cong chuẩn độ hỗn hợp HCl + H3PO4 Nhận xét: - Tại điểm tương đương thứ I thể tích dung dịch NaOH tiêu tốn VI, thể tích dùng để chuẩn độ HCl nấc thứ H3PO4 - Tại điểm tương đương thứ II thể tích dung dịch NaOH tiêu tốn VII, thể tích dùng để chuẩn độ HCl nấc H3PO4 Trường hợp ta có VII < 2VI VNaOH chuẩn độ riêng HCl = 2VI - VII VNaOH chuẩn độ nấc H3PO4 = VII - VI Việc xác định khối lượng hay nồng độ HCl H3PO4 vào việc đo thể tích VI VII Lưu ý tính thể tích dung dịch NaOH chuẩn độ nấc H3PO4 (tức VII - VI) DH3PO4 = M H PO IV.5.6.2 Chuẩn độ hỗn hợp bazơ mạnh đơn chức với bazơ đa chức Đối với trường hợp tương tự xét hỗn hợp axit mạnh đơn chức axit đa chức Tức thường gặp Kb1 đủ lớn nên chuẩn độ riêng bazơ mạnh khỏi bazơ đa chức mà phép chuẩn độ tiến hành trước hết chuẩn độ bazơ mạnh đơn chức với nấc thứ bazơ đa chức Phép chuẩn độ chuẩn độ đến nấc thứ hai bazơ đa chức 59 Xét trường hợp chuẩn độ hỗn hợp gồm NaOH Na2CO3 Do Kb1 = WKa2-1 = 10-14 1010,33 = 10-3,67 đủ lớn nên chuẩn độ riêng NaOH Vì Ka1/Ka2 axit liên hợp thoả mãn điều kiện chuẩn độ riêng nên phép chuẩn độ hỗn hợp bao gồm hai điểm tương đương - Điểm tương đương thứ phép chuẩn độ gồm: NaOH + HCl = NaCl + H2O Na2CO3 + HCl = NaHCO3 + NaCl - Tại điểm tưong đương I ta có pHI tính dựa vào tồn NaHCO3 tính: pH I = pK1 + Pk2 = 8,34 thị chọn phenolphthalein - Tại điểm tương đương II, phản ứng chuẩn độ sau Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2 vaø pHII tính xấp xó thị chọn metyl dacam Có thể biểu diễn sơ đồ phép chuẩn độ dạng đường cong hình 4.8 pH NaOH + HCl V1 NaCl + NaHCO3 NaCl + HCl NaCl + H2CO3 NaCl + V2 V1 V2 VHCl (ml) Hình 4.8.Đường cong chuẩn độ hỗn hợp HCl +Na3CO3 Nhận xét: - Tại điểm tương đương thứ I thể tích HCl tiêu tốn VI, thể tích dùng để chuẩn độ NaOH nấc Na2CO3 - Tại điểm tương đương thứ II thể tích HCl tiêu tốn VII, thể tích dùng để chuẩn độ NaOH nấc Na2CO3 VII < VI 60 - Thể tích chuẩn độ riêng NaOH = 2VI - VII - Thể tích chuẩn độ riêng nấc Na2CO3 = VII - VI Việc tính hàm lượng hay nồng độ cấu tử phải vào thể tích dung dịch HCl tiêu tốn dành riêng cho cấu tử Kết luận chung hỗn hợp axit mạnh axit đa chức tương tự bazơ mạnh bazơ đa chức Hỗn hợp hai trường hợp xem hỗn hợp axit đơn chức bazơ đơn chức có số phân ly Ka Kb khác Trong đa số trường hợp thường gặp phép chuẩn độ thứ tức ứng với điểm pHI tiến hành chất mạnh nấc chất đa chức phép chuẩn độ phép chuẩn độ thêm nấc thứ hai Khi cần xác định riêng cấu tử cần phải tiến hành hai nấc tính thể tích tiêu tốn chất Việc đánh giá sai số trường hợp rắc rối mang tính chất lý thuyết IV.6 ỨNG DỤNG CỦA PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ AXIT BAZƠ Nói chung phép chuẩn độ axit bazơ cần thiết cho phương pháp phân tích hóa học, phải nói tiến hành nghiên cứu theo lónh vực hóa học, không xác định nồng độ dung dịch axit, bazơ mà nhiều lónh vực khoa học có liên quan đến hoá học IV.6.1 Điều chế dung dịch tiêu chuẩn axit bazơ - Tất axit bazơ mạnh không pha chế nồng độ xác từ lượng cân hay từ thể tích dung dịch đậm đặc, thân axit bazơ mạnh bị ảnh hưởng nhiều yếu tố dẫn đến hàm lượng nồng độ ban đầu thay đổi trình bảo quản Vì dựa vào phép chuẩn độ axit bazơ để xác định lại xác nồng độ chất Nguyên tắc phép chuẩn độ là: - Nếu axit bazơ ban đầu chất lỏng ta phải đo khối lượng riêng, từ dựa vào bảng tra cứu để xác định nồng độ Tiếp tính toán để lấy thể tích cần thiết dung dịch ban đầu đem pha loãng để thể tích cần thiết với nồng độ gần Cuối tiến hành phép chuẩn độ axit bazơ để có nồng độ xác, đương nhiên phải dựa vào chất chuẩn axit hay bazơ - Nếu axit, bazơ chất rắn (không tinh khiết) tính toán lượng cân cần thiết để hòa tan vào nước dung dịch có nồng độ gần đem tiến hành chuẩn độ axit bazơ 61 IV.6.2 Các chất gốc (Còn gọi chất khởi đầu) Những chất cần phải thoả mãn số yêu cầu sau: - Có độ tinh khiết cao - Không bị phân huỷ hay bị thay đổi thành phần trình bảo quản - Có khối lượng phân tử lớn tốt - Có khối lượng ứng với công thức phân tử - Phản ứng phải xảy theo hệ số tỷ lượng Người ta dùng chất sau làm chất gốc để xác định axit: Na2B4O7.10H2O; Na2CO3 khan; Na2C2O4 Các chất gốc để xác định dung dịch kiềm: H2C2O4.2H2O; C6H5COOH; KHC8H4O4… Đối với chất gốc, nồng độ tiêu chuẩn chúng pha chế từ lượng cân xác pha nước thể tích xác IV.7 BÀI TẬP Nồng độ CN, CM dung dịch H2SO4 bao nhiêu? dung dịch có T(H2SO4) = 0,005122 g/ml Biết H2SO4 tham gia phản ứng sau: H2SO4 + 2KOH = K2SO4 Định phân 15 ml dung dịch HCl tốn ml dung dịch NH4OH = 0,0175 g/ml Tính nồng độ chất cần xác định CN, CM, T, T thuốc thử/ chất cần xác định Có gam H2SO4 chứa dung dịch trung hòa dung dịch H2SO4 tốn 20 ml NaOH có T NaOH = 0,004614 g/ml Định phân 10 ml dung dịch HCl tốn 0,04 g NaOH Tính nồng độ chất cần xác định CN, CM, T Biết dHCl = 1,1 g/ml Người ta kết tủa Brom từ dung dịch NaBr dạng AgBr Sau sấy nung trọng lượng kết tủa 0,2510g Hãy tính hàm lượng NaBr dung dịch Cần gao nhiêu gam Na2CO3, hoà tan bình định mức 250 ml nước cất đến vạch định mức Dùng pipet lấy 25 ml để chuẩn độ tốn hết 20,20 ml dung dịch HCl 0,101 N Định phân 15 ml CH3COOH có Ka = 1,8.10-5, pKa = 4,7 tốn ml NaOH 0,05M, coi V số a Hãy tính nồng độ chất cần xác định CN, CM, T, T thuốc thử/ chất cần xác định b Tính pH trước lúc định phân điểm tương đương 62 Để trung hòa hết 21,4 ml dung dịch Ba(OH)2 cần 20 ml dung dịch HCl 0,2215 N để trung hòa hết 22,55 ml dd Ba(OH)2 cần 25 ml dd CH3COOH Tính nồng độ CN dung dịch CH3COOH Để xác định hàm lượng dung dịch CH3COOH loại axit đặc bán thị trường, người ta cân vào chén cân có nắp gam axid đó, dùng bình định mức nước cất hòa tan lượng cân thành 200 ml dung dịch chuẩn độ dung dịch chuẩn NaOH 0,5 M Kết trung bình sau ba lần chuẩn độ 32,70 ml NaOH Tính hàm lượng (theo % khối lượng CH3COOH) 10 Chuẩn độ 50 ml hỗn hợp NaOH 1.10-3M Ca(OH)2 2.10-3M dung dịch HCl 5.10-3M Tính pH dung dịch sau thêm: - 49,95 ml HCl - 50,03 ml HCl 11 Tính sai số chuẩn độ 50 ml HCl 0,05M dung dịch NaOH 0,01 M chuẩn độ đến xuất màu vàng mêtyl dacam (pT = 4,4) 12 Chuẩn độ dung dịch HCl 0,1M dung dịch NaOH nồng độ Tính sai số chuẩn độ kết thúc chuẩn độ đổi màu từ màu hồng sang vàng thị mêtyl đỏ (pT = 6) 13 Thêm 20 ml dung dịch HCl 0,01M vào 100 ml Ba(OH)2 chuẩn độ hỗn hợp thu dung dịch NaOH 0,02M dùng phenolphtalein làm thị phải dùng hết 8ml dd NaOH Tính xác nồng độ Ba(OH)2 14 Thêm 40 ml HCl vào 50 ml dung dịch NaOH pH thu 10 Nếu thêm tiếp ml pH = Tính nồng độ HCl NaOH, 15 Thêm 40 ml dung dịch HCl 0,01M vào 100ml dd NaOH pH thu 10 Tính số ml dung dịch HCl 0,01 M phải cho vào dung dịch NaOH để pH dung dịch thu 16 Chuẩn độ 25 ml dung dịch HCOOH 0,05M dung dịch NaOH 0,1M Tính pH dung dịch trước chuẩn độ sau thêm: 10 ml; 12,5 ml; 13 ml dd NaOH 17 Nếu thêm 25 ml dung dich NaOH 0,1N vào 50 ml dung dịch HA pH dung dịch thu 4,76 Nếu chuẩn độ 25 ml dung dịch axit đến pH = 10 phải dùng 50,1 ml NaOH Tính nồng độ sai số dung dịch HA 18 Chuẩn độ 400ml NH3 với HCl 0,25N để đạt đến điểm đương đương cần 40 ml HCl Tính pH dung dịch trước chuẩn độ nửa điểm tương đương Có thể dùng thị cho phép chuẩn độ tính sai số chuẩn độ 19 Để trung hoà 0,5 g hỗn hợp Na2CO3 K2CO3 tới CO2 cần 39,5 ml dung dịch HCl 0,2N Xác định % Na2CO3 hỗn hợp Biết hỗn hợp không chứa chất khác 20 Trung hòa 0,2 g axit hữu thể rắn cần 31,7 ml dung dịch KOH 0,1N Tính đương lượng axit xác định chất 63 21 Để xác định N bột ăn Người ta cân 0,8880 g bột chế hóa H2SO4 đặc (khi biến thành NH4HSO4) Cho kiềm vào để tách NH3 lượng NH3 thoát cho vào 20 ml dung dịch HCl có THCl/NH3 = 0,003 Tính % N bột Biết định phân lượng axit dư tốn 5,50 ml dung dịch NaOH 0,1962N 22 Tính sai số chuẩn độ dùng mêtyl dacam có pT = 4, chuẩn độ dung dịch HCl 0,1M dung dịch chuẩn NaOH 0,1M 23 Để chuẩn độ dung dịch HCl có nồng độ sau đây: a/ 1M, b/ 0,1M, c/0,01M, d/ 0,001M dung dịch NaOH nồng độ, với sai số không vượt 0,2%, cần chọn chất chất thị sau đây: mêtyl dacam pT = 4; mêtyl đỏ pT = 5; bromphenol đỏ pT = 6,5; đỏ trung tính pT= phênolphtalêin pT = làm thị 24 Tính sai số thị dùng phênolphtalêin pT = mêtyl đỏ pT = làm thị chuẩn độ dung dịch NaOH 0,1M dung dịch HCl nồng độ 64 ... Định phân 10 0 ml HCl 0,1N NaOH 0,1N V NaOH thêm (ml) Chất định pH dung dịch pH pH2 HCl 1 50 - 1, 48 90 - 2,28 99 - 3,30 99,9 - 4, 3 10 0 - 7 10 0 ,1 NaOH 10 9,7 10 1 - 11 10 ,7 11 0 - 12 11 ,68 200 - 13 12 ,56... CH3COO- pH = pKA + lg(Cm/CA) 9 :1 5,75 99 - - 99 :1 6,75 99,9 - - 999 :1 7,75 10 0 CH3COO- 0,1N pH = + ½(pKA + lgCm) 8,87 10 0 ,1 NaOH 0,0001N PH = 14 + lgCNaOH 10 10 1 NaOH 0,001N - 11 11 0 NaOH 0,01N - 12 ... dụ định phân 10 0ml H3PO4 0,1N dung dịch NaOH 0,1N Trong dung dòch: H3PO4 = H+ + H2PO 4- K1 = 1 0-2 ,23 H2PO 4- = H+ + HPO4 2- K2 = 1 0-7 ,23 HPO4 2- = H+ + PO4 3- K3 = 1 0 -1 2,32 K1 10 −2,23 = −7,23 = 10 5