Hóa phân tích : Lý thuyết và thực hành part 7 pps

Chỉ thị là Fe 3+ : Fe 3+ + SCN = Fe(SCN) 2+ màu đỏ Kỹ thuật tiến hành: Buret: Dung dịch KCNS cần định lợng Bình nón: V mL AgNO 3 đã biết nồng độ 2 mL HNO 3 đặc 2 mL phèn sắt amoni 10% Chuẩn độ tới khi xuất hiện màu đỏ. Ghi thể tích KCNS đã dùng. Tính kết quả. d. Định lợng NaCl bằng AgNO 3 theo phơng pháp Fonha Dùng AgNO 3 thừa chính xác đã biết nồng độ để kết tủa hết NaCl, sau đó định lợng AgNO 3 thừa bằng dung dịch KCNS đã biết nồng độ với chỉ thị là Fe 3+ . Các phản ứng xảy ra: AgNO 3 + NaCl = AgCltrắng + NaNO 3 (d chính xác) AgNO 3 d + KCNS = AgCNStrắng + KNO 3 Nhận ra tơng đơng khi có màu đỏ: Fe 3+ + CNS - = FeCNS 2+ đỏ Kỹ thuật tiến hành: Trong bình định mức 100,0 ml: 10,00 mL dung dịch NaCl cần định lợng + 20,00 mL AgNO 3 0,05N + 1 mL HNO 3 đặc Thêm nớc cất cho đến vạch, lắc đều. Để lắng, lọc qua 2 lần giấy lọc, nớc lọc phải trong. Sau đó: Buret: Dung dịch KCNS 0,05N Bình nón: 50,00 mL nớc lọc ở trên 5 mL HNO 3 đặc 5 mL chỉ thị phèn sắt amoni 10% Chuẩn độ cho tới khi xuất hiện màu hồng. Ghi thể tích KCNS 0,05N đã dùng. Tính kết quả theo phơng pháp thừa trừ. Ghi chú: Phơng pháp này chỉ chính xác khi nồng độ của KCNS, AgNO 3 , NaCl xấp xỉ bằng nhau. Vì thế phải định lợng sơ bộ dung dịch NaCl nh sau: 195 Buret: Dung dịch KCNS Bình nón: 1 mL NaCl + 2 mL AgNO 3 + 5 giọt HNO 3 đặc + 5 giọt chỉ thị phèn sắt amoni 10%. Nếu vừa nhỏ KCNS xuống mà có màu đỏ ngay thì chứng tỏ thiếu AgNO 3 , ta phải pha loãng NaCl cho có nồng độ thích hợp. Nếu cho xuống khoảng 1 mL KCNS có màu đỏ là đợc. e. Định lợng KI bằng AgNO 3 theo phơng pháp Faian Phản ứng chuẩn độ: AgNO 3 + KI = AgI+ KNO 3 Chỉ thị là natri eozinat: nhận ra điểm tơng đơng khi trên bề mặt tủa xuất hiện màu hồng tím. Kỹ thuật tiến hành: Buret: Dung dịch AgNO 3 đã biết nồng độ Bình nón: V mL KI cần định lợng 1 mL chỉ thị eozinat 0,5% 1 mL acid acetic đặc Chuẩn độ tới khi tủa màu hồng tím. Ghi thể tích dung dịch AgNO 3 đã dùng. Tính kết quả. Cho E KI = M = 166. 2. chuẩn độ tạo phức 2.1. Một số khái niệm cơ bản Trong phần Phân tích định tính đã giới thiệu về phức chất, ở phần này chỉ nhắc lại một số khái niệm dùng trong định lợng. 2.1.1. Định nghĩa Cấu tạo của phức: gồm một nguyên tử trung tâm (còn gọi là nguyên tử tạo phức) thờng là các kim loại và phối tử tạo thành cầu nội phức và đợc viết trong dấu [ ], các ion trái dấu với cầu nội phức gọi là cầu ngoại phức viết ở ngoài dấu [ ]. Thí dụ: [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl [Ag(NH 3 ) 2 ] + là cầu nội phức; Cl - là cầu ngoại phức. Nếu phối tử là những phân tử hữu cơ liên kết với nguyên tử trung tâm vừa bằng liên kết cộng hóa trị và vừa bằng liên kết phối trí (nh một số nguyên tử O, N, S còn có những cặp điện tử tự do cha liên kết bỏ ra dùng chung) thì gọi là hợp chất nội phức. 196 Thí dụ: Complexonat magnesi CH COOH CH COO HOOC CH OOC CH N CH CH N 2 2 22 2 2 Mg 2.1.2. Phân biệt phức chất với muối thờng, muối kép, ion phức tạp Muối thờng, muối kép khi hòa tan trong nớc phân ly hoàn toàn thành các ion (hoặc phân tử) đơn giản. Thí dụ: NH 4 Fe(SO 4 ) 2 .12H 2 O NH 4 + + Fe 3+ + 2SO 4 2 + 12H 2 O Phức chất khi hòa tan vào nớc chỉ có cầu nội và cầu ngoại phân ly hoàn toàn, cầu nội phức phân ly không hoàn toàn (ít phân ly). Thí dụ: K 4 Fe(CN) 6 ] 4K + + [Fe(CN) 6 ] 4- Fe(CN) 6 4- Fe 2+ + 6 CN - 2.1.3. Độ bền của phức và ý nghĩa Độ bền của phức chất đợc đánh giá qua hằng số bền (hằng số tạo phức) hoặc hằng số không bền của phản ứng tạo cầu nội phức. Thí dụ: Với phức K 3 [Fe(CN) 6 ] 3K + + [Fe(CN) 6 ] 3- Fe(CN) 6 3- Fe 3+ + 6 CN - Ta có: Hằng số tạo phức: [ ] [][] 6 3 3 6 b CN.Fe Fe(CN) K + = Hằng số không bền: [ ] [ ] [] + = 3 6 6 3 Kb Fe(CN) CN.Fe K Nh vậy: K b .K Kb = 1 Do đó với phức chất nếu hằng số bền (hằng số tạo phức) K b càng lớn thì phức càng bền (ít phân ly) càng nhỏ và ngợc lại. Phức chất cũng phân ly theo từng nấc, ứng với mỗi nấc là có các hằng số tơng ứng riêng. Thí dụ với HgCl 2 có: HgCl 2 HgCl + + Cl - với [ ] [ ] [] 2 1Kb HgCl ClHgCl K + = . HgCl + Hg 2+ + Cl - với [ ] [ ] [] + + = HgCl ClHg K 2 2Kb . 197 Tổng HgCl 2 Hg 2+ + 2Cl - với K kb = K Kb1 .K Kb2 ý nghĩa của hằng số bền K b (hoặc hằng số không bền K kb ): + Dựa vào K b và các yếu tố khác, có thể tính toán đợc tỷ lệ hoặc nồng độ các cấu tử trong dung dịch, biết đợc chiều hớng của phản ứng. + Xét đợc sự cạnh tranh tạo phức: Nếu trong dung dịch có mặt hai hoặc nhiều chất có khả năng tạo thành các phức chất khác nhau thì sẽ có sự cạnh tranh tạo phức và phức nào bền vững hơn (K b lớn) sẽ chiếm u thế. 2.2. Định lợng bằng phơng pháp tạo phức (Chuẩn độ phức chất) 2.2.1. Nguyên tắc chung Phơng pháp định lợng tạo phức là phơng pháp định lợng dựa trên các phản ứng tạo phức. Phản ứng tạo phức muốn dùng để định lợng đợc phải xảy ra nhanh, hoàn toàn, hợp thức, chọn lọc cao, nhạy và chọn đợc chất chỉ thị để nhận ra điểm tơng đơng. Trong nhiều phản ứng tạo phức, chỉ một số ít phản ứng đáp ứng đợc các yêu cầu trên. Vì vậy, thời gian đầu phơng pháp này ít đợc ứng dụng rộng rãi. Trong số rất nhiều thuốc thử vô cơ, trong phân tích thể tích thờng dùng hai phơng pháp chuẩn độ tạo phức sau: Phơng pháp bạc: Dựa trên phản ứng tạo phức giữa Ag + và CN - Ag + + 2CN - Ag(CN) 2 - Phơng pháp thủy ngân (II): Dựa trên phản ứng tạo phức giữa Hg 2+ với các ion Cl - , Br - , I - , SCN - . Thí dụ: Hg 2+ + 2 Cl - HgCl 2 + Hg 2+ + 4I - HgI 4 2- Nhng từ những năm 40 của thế kỷ 20 trở lại đây, sau khi nhà hóa học G.Schwarzenbach phát hiện ra các chất gọi là complexon có khả năng tạo phức bền vững với nhiều ion kim loại thì phơng pháp này đã đợc phát triển nhanh và rộng với một tên gọi riêng là phơng pháp chuẩn độ bằng complexon. 198 2.2.2. Chuẩn độ tạo phức bằng thuốc thử vô cơ a. Phơng pháp bạc Trong phơng pháp này ngời ta chuẩn độ dung dịch cyanid (CN - ) bằng dung dịch chuẩn bạc nitrat dựa trên cơ sở phản ứng tạo phức: Ag + + 2CN - Ag(CN) 2 - với (K b =10 21 ) Lu ý: , ++ = AgAg ME = CNCN M2E Chọn chỉ thị: Có thể dùng một trong hai phơng pháp sau: Phơng pháp Liebig (dùng chỉ thị là chính thuốc thử): Nhận ra điểm tơng đơng khi có d một giọt dung dịch AgNO 3 sẽ cho kết tủa Ag[Ag(CN 2 )] xuất hiện. Ag + + Ag(CN) 2 - Ag[Ag(CN 2 )] với T = 4.10 -12 Lu ý: Khi chuẩn độ đến gần điểm tơng đơng nên định lợng rất từ từ vì nếu làm nhanh có thể làm cho tủa xuất hiện sớm gây sai số do tốc độ hòa tan của tủa này rất chậm. Phơng pháp Deniges: Thêm vào dung dịch định lợng amoniac và KI làm chỉ thị, khi đó đến điểm tơng đơng không có tủa Ag[Ag(CN) 2 ], mà có tủa AgI màu vàng xuất hiện. Ag + + I - AgI vàng với T AgI = 10 -16 b. Phơng pháp thuỷ ngân (II) Một số muối hòa tan của Hg(II) (nh CN - , SCN - , Cl - ) là những phức chất, do đó có thể dùng Hg 2+ để định lợng các anion này, theo phơng trình tổng quát: Hg 2+ + 2X - HgX 2 Dung dịch chuẩn thờng dùng là Hg(NO 3 ) 2 , Hg(ClO 4 ) 2 , HgSO 4 . Thí dụ 1: Có thể định lợng Cl - bằng Hg 2+ theo phản ứng: Hg 2+ + 2Cl - HgCl 2 Nhận ra điểm tơng đơng bằng một trong hai chỉ thị sau: Với chỉ thị là natri nitroprusiat: cho tủa trắng với Hg 2+ Với chỉ thị là diphenylcarbazon: cho kết tủa màu xanh với Hg 2+ Chú ý: Nếu hàm lợng Cl - nhỏ, phải thêm vào dung dịch định lợng một ít cồn để giảm độ phân ly của HgCl 2 . Thí dụ 2: Có thể định lợng những muối Hg 2+ bằng dung dịch chuẩn KSCN với chỉ thị là Fe 3+ . 199 CNS - + Hg 2+ Hg(CNS) 2 - Nhận ra điểm tơng đơng khi d CNS - sẽ có màu đỏ xuất hiện. CNS - + Fe 3+ FeCNS 2+ đỏ u điểm của phơng pháp định lợng bằng Hg 2+ : Có thể định lợng thẳng trong môi trờng acid. Nhiều ion gây trở ngại cho phơng pháp định lợng bằng bạc theo phơng pháp kết tủa (phơng pháp Mohr và Fonha) không có ảnh hởng gì khi định lợng bằng Hg 2+ . Hợp chất thuỷ ngân rẻ hơn hợp chất bạc tơng ứng. Tuy nhiên phải luôn nhớ rằng muối thuỷ ngân rất độc, do đó khi định lợng phải hết sức cẩn thận. 2.2.3. Chuẩn độ bằng complexon Phơng pháp định lợng bằng complexon là phơng pháp chuẩn độ dựa trên phản ứng tạo hợp chất nội phức của nhiều ion kim loại với một số thuốc thử hữu cơ gọi chung là complexon. a. Sơ lợc về các complexon Các complexon là các acid amin polycarboxylic và các dẫn chất của chúng đợc Schwarzenbach nghiên cứu kỹ (1940-1945). Complexon I (chelaton I, Trilon A) đó là acid nitril triacetic (NTA): n ch 2 cooh ch 2 cooh ch 2 cooh Viết tắt là H 3 Y Complexon II (chelaton II, trilon B) là acid ethylen diamin tetra acetic (EDTA): hooc c h 2 nch 2 ch 2 hooc c h 2 n ch 2 cooh ch 2 cooh Viết tắt là H 4 Y Complexon III (chelaton, trilon B) là muối dinatri của EDTA hooc c h 2 nch 2 ch 2 NaOOC c h 2 n ch 2 cooh ch 2 cooh Viết tắt là Na 2 H 2 Y 200 b. Sự tạo phức của EDTA với các ion kim loại EDTA là một acid đa chức (4 nấc): H 4 Y H 3 Y - + H + với K A1 = 10 -2,0 H 3 Y - H 2 Y 2- + H + với K A2 = 10 -2,67 H 2 Y 2- HY 3- + H + với K A3 = 10 -6,16 HY 3- Y 4- + H + với K A4 = 10 -10,26 EDTA ít tan trong nớc, vì vậy thờng dùng dới dạng muối Na 2 H 2 Y. Trong phân tích, EDTA và Na 2 H 2 Y ngoài sự khác nhau về độ tan và khối lợng mol, còn lại các tính chất hóa học nhất là tính tạo phức không có sự phân biệt nào cả, cho nên thờng vẫn quen gọi chung là EDTA. EDTA có khả năng tạo phức với hầu hết các ion kim loại (trừ các kim loại kiềm) và tùy theo pH của dung dịch có thể biểu diễn bằng các phơng trình khác nhau (do EDTA tồn tại trong dung dịch dới dạng H 4 Y, H 3 Y , H 2 Y 2 , HY 3 , Y 4 phụ thuộc vào pH). Nhng dù phơng trình phản ứng khác nhau xong có điểm chung là tỷ lệ về mol giữa EDTA và ion kim loại luôn là 1:1 và giải phóng ra toàn bộ H + có trong thành phần tồn tại của EDTA. Thí dụ phản ứng tổng quát của ion kim loại M n+ với EDTA nh sau: M n+ + H 2 Y 2 MY (n 4) + 2H + ở pH 4-6 M n+ + HY 3 MY (n 4) + H + ở pH 7-10 Cụ thể: Ca 2+ + HY 3 CaY 2 + H + ở pH 9 Zn 2+ + HY 3 ZnY 2 + H + ở pH 9 Al 3+ + H 2 Y 2 AlY + 2H + ở pH 5 Do đó, ta có: E EDTA = M EDTA ++ = nn MM ME Nói chung phản ứng tạo phức càng thuận lợi trong môi trờng càng kiềm, nhng cũng có khi phải duy trì ở môi trờng acid (nh Fe 3+ , Bi 3+ ) để tránh hiện tợng thủy phân, các ion trở ngại. Tuỳ theo độ bền của phức mà mỗi ion kim loại tạo phức với EDTA ở một vùng pH tối u. Mặt khác, để ngăn sự kết tủa hydroxyd kim loại ta phải điều chỉnh pH hoặc thêm các chất tạo phức phụ, trong sự có mặt của dung dịch đệm c. Chất chỉ thị dùng trong chuẩn độ complexon (các chỉ thị kim loại) Để xác định điểm tơng đơng trong phơng pháp chuẩn độ complexon ngời ta dùng một số loại chất chỉ thị khác nhau, trong đó phổ biến hơn cả là chất chỉ thị kim loại. Đó là những chất hữu cơ (có tính acid 201 hoặc base yếu), có khả năng tạo với ion kim loại phức có màu và trong những điều kiện xác định, màu của phức đó khác với màu của chỉ thị khi cha tạo phức. Các chất chỉ thị thờng dùng: Đen eriocrom T: C 20 H 13 O 7 N 3 S. Là một acid ba nấc; nấc 1 khá mạnh (nhóm SO 3 H), nấc 2 và 3 có hằng số phân ly tơng ứng là pK 2 = 6,3 và pK 3 = 11,5. ở pH 7-10 chỉ thị có màu xanh, phức chất với Mg 2+ , Zn 2+ , Pb 2+ có màu đỏ. NN OH HO S 3 NO 2 OH Murexid: C 8 H 8 O 6 N 6 .H 2 O (amoni purpurat) C N C C C N O N C C N C N C O H O HO OH O H NH 4 + Thờng ký hiệu là H 4 Ind . Sự phân ly nh sau: H 4 Ind - H + + H 3 Ind 2 2H + + H 2 Ind 3 (Đỏ tím) (Tím) (Xanh) ở pH = 11 murexid có màu tím (H 3 Ind 2 ), tạo phức với Ca 2+ cho phức màu đỏ (CaH 2 Ind ). Cả murexid và đen eriocrom T đều kém bền trong dung dịch nên thờng không pha sẵn mà dùng ở dạng rắn (trộn lẫn với NaCl). Ngoài ra còn nhiều chất chỉ thị khác nh : acid salicylic, tím pyrocatechin, da cam xylenol , calmagite 202 d. Các kỹ thuật chuẩn độ bằng EDTA Chuẩn độ các cation kim loại Phơng pháp định lợng thẳng. Thí dụ: Chuẩn độ Mg 2+ bằng EDTA với chỉ thị đen eriocrom T ở pH 10. Lúc đầu trong dung dịch có màu đỏ vang do phản ứng của Mg 2+ với chỉ thị: Mg 2+ + HInd 2 MgInd + H + (Đỏ vang) Khi nhỏ EDTA xuống, Mg 2+ tự do sẽ phản ứng trớc: Mg 2+ + HY 3 MgY 2 + H + Lúc ấy màu của dung dịch vẫn không bị biến đổi. Gần điểm tơng đơng, ta có sự cạnh tranh tạo phức: HY 3 + MgInd MgY 2 + HInd 2 (Đỏ vang) (Xanh) Kết thúc chuẩn độ khi màu chuyển từ đỏ vang sang xanh hoàn toàn. Ghi chú: Nếu tiến hành ngợc lại, để Mg 2+ ở trên buret, bình nón là EDTA và chỉ thị, khi đó sẽ kết thúc định lợng ở thời điểm màu chuyển từ xanh sang chớm đỏ vang. Thực tế có rất nhiều ion kim loại có thể định lợng thẳng bằng EDTA. Phơng pháp thế. Thí dụ: Để định lợng Ca 2+ , ta thêm MgY 2 vào dung dịch, vì phức Ca 2+ với EDTA bền vững hơn của Mg 2+ , cho nên sẽ có cạnh tranh tạo phức: Ca 2+ + MgY 2 CaY 2 + Mg 2+ Định lợng Mg 2+ bị đẩy ra bằng EDTA theo phơng pháp trực tiếp ở trên. Từ đó tính ra lợng Ca 2+ . Phơng pháp thừa trừ Ngời ta định lợng bằng cách cho EDTA d chính xác vào dung dịch chứa ion cần xác định, khi đó có phản ứng: M n+ + HY 3 MY (n 4) + H + Sau khi phản ứng xong, định lợng EDTA d bằng dung dịch Mg 2+ hay Zn 2+ đã biết nồng độ. Từ đó tính ra lợng M n+ . Phơng pháp này có lợi trong các trờng hợp: Không chọn đợc chỉ thị kim loại thích hợp cho ion cần xác định. Chẳng hạn không thể chuẩn độ trực tiếp Co 2+ , Al 3+ bằng EDTA với chỉ 203 thị đen eriocrom T đợc vì chỉ thị này tạo với Co 2+ , Al 3+ các phức rất bền không bị EDTA phá vỡ. Ion cần xác định nằm trong tủa (BaSO 4 , PbSO 4 ) làm cho phản ứng với EDTA xảy ra chậm. Chuẩn độ các anion: Phải chuẩn độ gián tiếp, bằng cách kết tủa anion với thuốc thử chứa cation thích hợp. Để định lợng SO 4 2 , ta kết tủa bằng ion Ba 2+ Ba 2+ + SO 4 2 BaSO 4 Sau đó hoặc định lợng cation còn lại trong nớc lọc, nớc rửa hoặc lọc rửa tủa rồi hòa tan tủa trong EDTA d: HY 3 + BaSO 4 BaY 2 + H + + SO 4 2 Định lợng EDTA d bằng Mg 2+ hay Zn 2+ . Chuẩn độ các chất hữu cơ Giống nh định lợng các anion, thờng dùng phơng pháp gián tiếp: Cho chất hữu cơ tác dụng với ion kim loại tạo thành tủa rồi định lợng cation còn lại trong nớc lọc, nớc rửa. Có thể hòa tan tủa trong EDTA d, định lợng EDTA d còn lại trong nớc lọc, nớc rửa. Ví dụ định lợng theophylin, kết tủa nó với Cu 2+ , hòa tan tủa, xác định lợng đồng có trong tủa và suy ra hàm lợng theophylin. Định lợng Aminopyrin, nicotinamid ta đem kết tủa chúng với HgCl 2 , xác định Hg 2+ còn d trong nớc lọc suy ra lợng aminopyrin, nicotinamid. 2.2.4. Một số ứng dụng định lợng trong thực tế a. Định lợng bằng các thuốc thử vô cơ Định lợng KCN bằng AgNO 3 Dựa trên phản ứng tạo phức: AgNO 3 + 2KCN = K[Ag(CN) 2 ] + KNO 3 Nhận ra điểm tơng đơng theo hai phơng pháp: Phơng pháp Liebig: Một giọt AgNO 3 thừa sẽ cho kết tủa trắng Ag + + Ag(CN) 2 Ag[Ag(CN) 2 ] trắng. Phơng pháp Deniges: Thực hiện định lợng trong môi trờng NH 4 OH với KI làm chỉ thị. Nhận ra điểm tơng đơng khi có kết tủa AgI màu vàng. Lu ý: Tính kết quả E KCN = 2M KCN 204 [...]... điện tử để trở thành chất khử và gọi là chất khử liên hợp với nó Tổ hợp của hai dạng oxy hóa và khử liên hợp tạo thành cặp oxy hóa khử liên hợp (oxh/kh) và đợc biểu diễn qua cân bằng sau: Ox h + ne kh Phản ứng oxy hóa khử là phản ứng trao đổi điện tử giữa các chất oxy hóa và chất kh : chất khử nhờng điện tử và bị oxy hóa thành dạng oxy hóa liên hợp, chất oxy hóa thu điện tử và bị khử thành dạng khử... oxy hóa đợc cặp oxy hóa khử kia nghĩa là phản ứng xảy ra giữa chất oxy hóa của cặp có điện thế lớn với chất khử của cặp có điện thế nhỏ (Thông thờng có thể dựa vào thế oxy hóa khử tiêu chuẩn Eo để dự đoán chiều phản ứng) Các bớc cân bằng phơng trình: 4 bớc: + Bớc 1: Viết các chất tham gia phản ứng và các chất tạo thành với dạng thực của nó vào 2 vế của phơng trình Thí d : Phản ứng giữa K2Cr2O7 và FeSO4... nhau: 6ì Fe2+ - e = Fe3+ 1ì Cr2O72- + 6 e + 14 H+ = 2 Cr3+ + 7 H2O 6 Fe2+ + Cr2O72- + 14 H+ = 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O + Bớc 4: Viết phơng trình phân tử bằng cách thêm các ion tham gia phản ứng còn thiếu vào 2 vế của phơng trình: 6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4=3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O 2 Định lợng bằng phơng pháp oxy hóa khử (Chuẩn độ oxy hóa khử) 2.1 Nguyên tắc Phơng pháp định lợng oxy hóa. .. và tính nồng độ g/L của dung dịch muối Mohr trên 222 phần IV Thực hành phân tích định lợng 223 224 Bài 1 cân phân tích mục tiêu 1 Trình bày đợc mức độ chính xác của cân kỹ thuật, cân phân tích 2 Sử dụng đợc cân kỹ thuật, cân phân tích 1 Cân 1.1 Khái niệm Cân là một trong những thao tác cơ bản, quan trọng trong phân tích định lợng, nếu cân không đúng sẽ dẫn đến sự sai lệch rất lớn của kết quả phân tích. .. =M = 173 ,2) bài tập (bài 7) 7. 1 Thế nào là chất oxy hóa ? Chất khử ? Cặp oxy hóa khử liên hợp? Phản ứng oxy hóa khử 7. 2 Hãy nêu các bớc cơ bản để cân bằng phơng trình của phản ứng oxy hóa khử 7. 3 Nêu nguyên tắc chung của phơng pháp chuẩn độ oxy hóa khử 7. 4 Hãy cho biết 4 loại chỉ thị dùng trong phơng pháp oxy hóa khử 7. 5 Trình bày nguyên tắc, điều kiện ứng dụng của các phơng pháp định lợng sau: - Phơng... ứng giữa K2Cr2O7 và FeSO4 thực chất là phản ứng giữa ion Cr2O72- (vai trò oxy hóa) với ion Fe2+ (chất khử) tạo ra Cr3+ (dạng khử liên hợp của Cr2O72-) và Fe3+ (dạng oxy hóa liên hợp của Fe2+) Cr2O72 + Fe2+ Cr3+ + Fe3+ Ta viết: + Bớc 2: Cân bằng hoàn chỉnh cho từng cặp oxy hóa khử nghĩa là cân bằng về trao đổi điện tử, cân bằng về điện tích (tổng điện tích dơng bằng tổng điện tích âm), cân bằng về số... (Nernst) Đối với hệ đơn giản: 210 oxh + ne kh E oxh/kh = E 0 Trong đ : [kh ] R.T ln [oxh ] nF E: là thế oxy hóa khử của cặp oxh/kh (von) R: là hằng số khí (8,314J.mol-1.K-1) T: nhiệt độ tuyệt đối F: là điện tích Faraday (96 500C) Eo: là thế oxy hóa khử tiêu chuẩn của cặp ở 25oC chuyển sang dạng logarit thập phân c : E = E 0 0,059 n lg [kh ] [oxh ] Đối với hệ tổng quát: a oxh + bB ++ ne c kh + dC... sẽ trong và ngoài cân 2 Thực hành sử dụng cân phân tích Kiểm tra, chuẩn bị cân: Hộp quả cân, cát sạch, giấy cân, chén cân, hóa chất cần cân 2.1 Sử dụng cân cơ học theo phơng pháp cân đơn Đặt giấy cân lên hai đĩa cân phân tích, điều chỉnh về vị trí cân bằng Đặt vào đĩa cân bên trái một hoặc một số quả cân có khối lợng bằng m gam hóa chất cần cân (giả sử 0,8652 g) Thêm từ từ hóa chất cần cân vào đĩa... oxy hóa thờng dùng Eo (V) Chất oxy hóa Chất gốc KMnO4 1,51 Na2C2O4 , As2O3, H2C2O4.2H2O KBrO3 1,44 KBrO3 +4 1,44 Na2C2O4, As2O3, H2C2O4.2H2O K2Cr2O7 1,33 K2Cr2O7 KIO3 1,24 KIO3 I2 0,54 As2O3 NaNO2 0,99 Acid sulfanilic Ce Bảng 6.2 Một số chất khử thờng dùng Thế oxy hóa khử tiêu chuẩn Eo (V) Chất khử Chất gốc Muối Mohr 0 ,77 K2Cr2O7 As2O3 0, 57 As2O3 Na2S2O3 0,09 KIO3, I2, K2Cr2O7 Titan (III) 0,10 K2Cr2O7... thuật tiến hành: Buret: Complexon đã biết nồng độ Bình nón: V mL nớc cần xác định 2 mL dung dịch đệm amoniac 0,1 g chỉ thị Đen eriocrom T (đã trộn NaCl) Chuẩn độ đến khi màu đỏ chuyển xanh hoàn toàn Ghi thể tích complexon đã dùng Tính kết quả 206 Ghi ch : Độ cứng toần phần thờng đợc tính nh sau: + Độ cứng Đức: ứng với 1 gam CaO trong 100 lit nớc (nớc 4 o: rất mềm; nớc 4 - 8o: mềm; nớc 8 - 16o: nớc vừa; . phơng trình: 4 bớc: + Bớc 1: Viết các chất tham gia phản ứng và các chất tạo thành với dạng thực của nó vào 2 vế của phơng trình. Thí d : Phản ứng giữa K 2 Cr 2 O 7 và FeSO 4 thực chất là. bằng sau: Ox h + ne kh Phản ứng oxy hóa khử là phản ứng trao đổi điện tử giữa các chất oxy hóa và chất kh : chất khử nhờng điện tử và bị oxy hóa thành dạng oxy hóa liên hợp, chất oxy hóa. chất oxy hóa sau khi nhận điện tử để trở thành chất khử và gọi là chất khử liên hợp với nó. Tổ hợp của hai dạng oxy hóa và khử liên hợp tạo thành cặp oxy hóa khử liên hợp (oxh/kh) và đợc biểu