BÀI GIẢNG CƠ SỞ HOÁ PHÂN TÍCH

Hóa học phân tích là một ngành khoa học nghiên cứu về thành phần hóa học của các chất.Thành phần hóa học của một chất bao gồm: Thành phần về tính và thành phần về lượng, do vậy hóa phân tích gồm phân tích định tính và phân tích định lượng. Phân tích định tính: Nghiên cứu các phương pháp xác định về tính nghĩa là xem trong mẫu khảo sát có hợp chất nguyên tố nào nhiều hay ít. Phân tích định lượng: Nghiên cứu các phương pháp xác định về lượng tức là tìm tỉ lệ chính xác của các thành phần có trong chất khảo sát.Khi xác định thành phần hóa học của một chất chưa biết bao giờ cũng phải tiến hành phân tích định tính trước khi phân tích định lượng, vì phải dựa vào kết quả PTĐT thì mới có thể đề ra đường lối và chọn phương pháp PTĐL thích hợp. Với những nhiệm vụ trên, hóa học phân tích có vị trí rất quan trọng đối với lĩnh vực hóa học và sự phát triển của các ngành khoa học khác.Ngày nay hóa học phân tích đang phát triển mạnh mẽ có tác dụng đối với các ngành kỹ thuật sản xuất nền kinh tế quốc dân.

- Cơ sở hố phân tích I - Định tính - TRƯỜNG CAO ĐẲNG CÔNG NGHIỆP TUY HOÀ KHOA CÔNG NGHỆ HOÁ o0o BÀI GIẢNG CƠ SỞ HỐ PHÂN TÍCH TỔ: HOÁ PHÂN TÍCH GV: Phan Thò Thương TP.TUY HOÀ 2010 - 1 - - Cơ sở hoá phân tích I - Định tính - BÀI MỞ ĐẦU I/ Đối tượng và nhiệm vụ của hóa học phân tích. Hóa học phân tích là một ngành khoa học nghiên cứu về thành phần hóa học của các chất. Thành phần hóa học của một chất bao gồm: Thành phần về tính và thành phần về lượng, do vậy hóa phân tích gồm phân tích định tính và phân tích định lượng. - Phân tích định tính: Nghiên cứu các phương pháp xác định về tính nghĩa là xem trong mẫu khảo sát có hợp chất nguyên tố nào nhiều hay ít. - Phân tích định lượng: Nghiên cứu các phương pháp xác định về lượng tức là tìm tỉ lệ chính xác của các thành phần có trong chất khảo sát. Khi xác định thành phần hóa học của một chất chưa biết bao giờ cũng phải tiến hành phân tích định tính trước khi phân tích định lượng, vì phải dựa vào kết quả PTĐT thì mới có thể đề ra đường lối và chọn phương pháp PTĐL thích hợp. Với những nhiệm vụ trên, hóa học phân tích có vị trí rất quan trọng đối với lĩnh vực hóa học và sự phát triển của các ngành khoa học khác. Ngày nay hóa học phân tích đang phát triển mạnh mẽ có tác dụng đối với các ngành kỹ thuật sản xuất nền kinh tế quốc dân. II/ Sơ lược lịch sử phát triển của ngành hóa học phân tích. Hóa học phân tích ra đời và phát triển gắn liền với sự phát triển của sản xuất và sự tiến bộ của các ngành khoa học kỹ thuật khác. Ngay từ thời thượng cổ khi nền sản xuất đầu tiên ra đời (đồ gốm, luyện kim) đã làm nảy sinh yêu cầu phải kiểm tra chất lượng nguyên liệu đưa vào sản xuất và sản phẩm làm ra, do đó đòi hỏi phải tìm ra phương pháp phân tích các chất, trong giai đoạn này hóa học phân tích đạt được những kết quả nhất định dựa vào kinh nghiệm thực hành, chưa có cơ sở lý thuyết rõ rệt. Từ cuối thế kỷ XVII đến giữa thế kỷ XIX hóa học phân tích phát triển mạnh và nhanh chóng. Khoảng giữa thế kỷ XVII nhà bác học người Anh Xbôilơ đã sắp xếp thành hệ thống tất cả các phản ứng định tính được biết lúc bấy giờ và tìm ra một số chất màu thân mộc làm chất chỉ thị để phát hiện ra axit-bazơ và chính ông đặt ra danh từ “phân tích” cho ngành khoa học này. Giữa thế kỷ XVIII nhà bác học Nga-Lômônôxôp đã đặt cơ sở đầu tiên cho ngành phân tích định lượng. Sang nửa cuối thế kỷ XVIII Lômônôxôp và Prysli (Anh) đã đưa ra cơ sở phương pháp phân tích khí, đã tách được một số chất đơn giản: H 2 , O 2 , Cl 2 xác định được thành phần của không khí (1774), thành phần của nước (1783) và nhiều hợp chất hữu cơ khác. Từ nữa thế kỷ XIX khi định luật tuần hoàn Mendeleep và thuyết cấu tạo hóa học Butlêrôp ra đời đã đưa hóa học phân tích đến bước phát triển mới, tìm ra nhiều phương pháp để phát hiện các ion và định lượng chúng, song song với phương pháp phân tích hóa học thì phân tích hóa lý cũng ra đời cuối thế kỷ XIX. Từ đầu thế kỷ XX với thành tựu của khoa học kỹ thuật hiện đại thì các phương pháp PT cực phổ, PT quang phổ, PT so màu, PT sắc ký ra đời. Ngày nay hóa học phân tích phát triển đáp ứng đầy đủ các lĩnh vực khoa học kỹ thuật và nền kinh tế quốc dân - 2 - - Cơ sở hoá phân tích I - Định tính - CHƯƠNG 1 CÁC PHƯƠNG PHÁP VÀ PHẢN ỨNG DÙNG TRONG PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH CÁC CHẤT VÔ CƠ 1.1 CÁC PHƯƠNG PHÁP DÙNG TRONG PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH. Dựa vào đặc tính hóa học và tính chất vật lý của các nguyên tử, phân tử, ion mà ta có thể chia làm 2 loại phương pháp phân tích hóa học và vật lý. Trong thực tế người ta kết hợp cả hai phương pháp vật lý và hóa học nhất là khi xác định các tạp chất và các vết trong chất phân tích. Phương pháp phân tích hóa học có thể tiến hành theo hai đường lối: 1.1.1 Đường lối khô. Chất đem xác định và thuốc thử đều ở dạng rắn, đốt trực tiếp trên ngọn lửa không màu rồi quan sát hiện tượng, đường lối này chỉ áp dụng trong phạm vi nhỏ. 1.1.2 Đường lối ướt. Dựa vào các phản ứng xảy ra trong dung dịch. Tuỳ theo lượng chất phân tích, thể tích dung dịch và kỹ thuật thực hiện có thể chia làm các phương pháp sau: - Phân tích thô lượng: Phương pháp cổ điển, lượng chất phân tích lớn (100 → 1000mg hay 1 → 100ml ). - Phân tích vi lượng: lượng chất phân tích nhỏ bằng khoảng 1/100 của phương pháp trên (1 → 10mg hay 0,1 → 1ml ). - Phân tích bán vi lượng: Phương pháp trung gian của 2 phương pháp trên, thường dùng phương pháp này để định tính các ion. - Phân tích siêu vi lượng: Để xác định lượng chất ở dạng vết, điều kiện kỹ thuật khá chặt chẽ và nghiêm ngặt. Khi phân tích bán vi lượng ta có thể tiến hành theo các phương pháp sau: Phương pháp H 2 S là phương pháp cổ điển tuy rất độc nhưng chặt chẽ, chính xác. Phương pháp axit – bazơ tránh được hơi độc, thuốc thử nhóm là những axit, bazơ. 1.2. PHẢN ỨNG DÙNG TRONG PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH. 1.2.1 Phản ứng đặc trưng. Đó là phản ứng khi cho thuốc thử thích hợp vào dung dịch chứa ion xác định trong điều kiện xác định có khả năng gây ra sự biến đổi hóa học có kèm theo những hiện tượng bên ngoài đặc trưng mà có thể nhận biết được như: - Hình thành hợp chất ít tan có màu hoặc dạng kết tủa đặc trưng. - Tạo dung dịch có màu đặc trưng. - Thoát khí Thuốc thử trong phản ứng đặc trưng gọi là thuốc thử đặc trưng. Ví dụ : Dùng I - và CNS - để phát hiện Hg 2+ , Fe 3+ . - 3 - - Cơ sở hoá phân tích I - Định tính - 1.2.2 Độ nhạy của phản ứng. 1.2.2.1-Khái niệm: Độ nhạy của phản ứng là khả năng phản ứng xảy ra nhanh khi dùng thuốc thử đặc trưng với điều kiện thích hợp có thể tách được một lượng tối thiểu của chất xác định. Độ nhạy của phản ứng được biểu thị bởi hai 2 đại lượng: -Lượng tối thiểu tìm được. Là lượng nhỏ nhất của chất xác định có thể phát hiện được bằng phản ứng đã cho trong điều kiện xác định. Biểu diễn bằng đơn vị gama (1gama = 10 -6 g) -Nồng độ tối thiểu. Là nồng độ nhỏ nhất của dung dịch chất xác định có thể phát hiện được chất đó. Biểu thị bằng tỉ số giữa đơn vị trọng lượng của chất xác định trong dung dịch và trọng lượng (thể tích) của dung môi. Cùng một ion xác định mà dùng các thuốc thử khác nhau thì độ nhạy của các phản ứng cũng khác nhau. Trong định tính thường dùng các phản ứng có độ nhạy tương ứng lượng tối thiểu m = 50 γ, nồng độ tối thiểu C = 1/1000) 1.2.2.2. Các yếu tố ảnh hưởng đến độ nhạy của phản ứng. - Ảnh hưởng bởi nồng độ thuốc thử Ví dụ : Dùng KI để phát hiện Hg 2+ ↓↔+ + HgI 2I Hg 2 -2 đỏ Nếu KI dư nhiều: -2 4 - 2 ][HgI 2I HgI ↔+ ion phức không màu - Ảnh hưởng bởi môi trường (pH) Ví dụ : ↓↔+ + -3 6 -3 ][Fe(CNS) 6CNSFe đỏ máu Thực hiện ở pH= 5-6, nếu pH quá axit hoặc kiềm thì phản ứng khó hình thành - Ảnh hưởng của các ion lạ Ví dụ : Độ nhạy của phản ứng Hg 2+ + I - giảm nhiều khi có các ion: Cl - , CN - vì dễ tạo thành chất ít phân ly HgCl 2 , Hg(CN) 2 . - Ảnh hưởng của cách quan sát Ví dụ : Tìm Fe 2+ ở dạng phức Fe 3 [Fe(CN) 6 ] 2 tiến hành ở: Ống nghiệm thì độ nhạy của phản ứng là 10 gama. Trên giấy lọc Dưới kính hiển vi 0.05 gama. 0.002 gama. - Các yếu tố ảnh hưởng khác: Nhiệt độ, dung môi, chiều dày lớp dung dịch. - 4 - - Cơ sở hoá phân tích I - Định tính - 1.2.3. Tính riêng biệt của phản ứng. Trong thực tế phân tích, khi phát hiện 1 ion trong dung dịch thường có lẫn nhiều ion khác làm trở ngại. Vì vậy phải dùng thuốc thử riêng và phản ứng riêng để phát hiện ion xác định tuy nhiên các phản ứng riêng rất ít, cần chú ý điều kiện xác định của các ion đối với thuốc thử riêng. -Phản ứng lựa chọn: là phản ứng tạo ra những sản phẩm đặc trưng với một số ion, số ion tham gia phản ứng lựa chọn càng ít thì tính lựa chọn càng cao. -Thuốc thử nhóm: Trong điều kiện xác định thuốc thử tác dụng với một nhóm ion, cho phép ta tách được nhóm này khỏi những ion khác thì gọi là thuốc thử nhóm. Nói cách khác, thuốc thử nhóm là thuốc thử đặc trưng và chọn lọc cho một số ion và được dùng để tách các ion này ra khỏi các ion khác. (ví dụ: HCl là thuốc thử nhóm cation: Ag + , Pb 2+ , Hg 2 2+ ). -Nhóm phân tích: các ion có phản ứng giống nhau với cùng một thuốc thử nhóm hợp lại với nhau thành một nhóm gọi là nhóm phân tích. 1.2.4. Phân tích riêng lẻ và phân tích hệ thống. - Phân tích riêng lẻ: Là dùng các phản ứng riêng để tìm ra 1 ion nào đó trong hỗn hợp nhiều ion. - Phân tích hệ thống: Là quá trình thực hiện một loạt các phản ứng tách nhóm, phân nhóm và phát hiện từng ion trong nhóm. 1.3. SỰ PHÂN NHÓM CÁC CATION THEO PHƯƠNG PHÁP AXIT-BAZƠ: 1.3.1.Cơ sở của sự phân nhóm: Khi phân tích một hỗn hợp các ion, người ta dựa vào tính chất chung của một số ion (đó là tính chất có những phản ứng như nhau với cùng một thuốc thử) để tách các ion thành từng nhóm và dựa vào tính chất riêng biệt của từng hợp chất hoặc ion để tách riêng từng ion rồi dùng những phản ứng đặc trưng để nhận biết chúng. Để tránh tiếp xúc với H 2 S(độc) người ta đưa ra hàng loạt cách phân chia các cation thành từng nhóm dựa trên tác dụng của các cation với các thuốc thử nhóm là các axit, bazơ. Những phương pháp này có tên gọi chung là phương pháp không dùng H 2 S. Một trong những cách phân chia đó là phương pháp axit-bazơ. Theo phương pháp này,các cation được chia thành 6 nhóm, cơ sở của sự phân chia là dựa vào tính tan khác nhau của các muối clorua, sunfat, hydroxyt …thuốc thử nhóm là các axit (HCl, H 2 SO 4 ) và các bazơ (NaOH, NH 4 OH). Phương pháp axit-bazơ cũng có những ưu điểm như phương pháp H 2 S về logic truyền thụ kiến thức, nhưng trong thí nghiệm còn có nhiều khâu chưa chặt chẽ, tuy nhiên ưu điểm nổi bật là không tiếp xúc với H 2 S. 1.3.2.Các nhóm cation và đặc tính chủ yếu của chúng: Sơ đồ phân chia nhóm các cation theo phương pháp axit-bazơ Nhóm Thuốc thử nhóm Các cation thuộc nhóm Sản phẩm tạo thành sau khi tác dụng với thuốc thử nhóm I HCl Ag + , Hg 2 2+ , Pb 2+ AgCl, PbCl 2 , Hg 2 Cl 2 Nhóm Axit II H 2 SO 4 Ba 2+ , Sr 2+ , Ca 2+ , (Pb 2+ ) BaSO 4 , SrSO 4 , CaSO 4 , (PbSO 4 ) - 5 - - Cơ sở hoá phân tích I - Định tính - III NaOHdư +H 2 O 2 Al 3+ , Cr 3+ , Zn 2+ , Sn 2+ , Sn 4+ , As III ,As V AlO 2 - , CrO 4 2- , ZnO 2 2- , SnO 3 2- , AsO 4 3- Nhóm Bazơ IV NaOH Fe 2+ , Fe 3+ , Sb 3+ , Sb 5+ , Bi 3+ , Mn 2+ , Mg 2+ Fe(OH) 2 , Fe(OH) 3 , Sb(OH) 3 , Sb(OH) 5 , Bi(OH) 3 , Mn(OH) 2 , Mg(OH) 2 , V NH 4 OH đặc, dư Cu 2+ , Cd 2+ , Hg 2+ , Co 2+ , Ni 2+ Các phức amiacat [Me(NH 3 ) 4 ] 2+ VI Không có thuốc thử nhóm Na + , K + , NH 4 + - 6 - - Cơ sở hoá phân tích I - Định tính - CHƯƠNG 2 PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH CATION NHÓM VI NH 4 + ,Na + , K + 2.1-CÂN BẰNG CỦA PHẢN ỨNG HÓA HỌC XẢY RA TRONG DUNG DỊCH 2.1.1. Tốc độ phản ứng hóa học và định luật tác dụng khối lượng. 2.1.1.1 Khái niệm về tốc độ phản ứng - Hệ đồng thể. - Tốc độ của phản ứng được biểu diễn bằng sự biến thiên nồng độ của các chất phản ứng trong một đơn vị thời gian. - Tốc độ phản ứng phụ thuộc vào bản chất của các chất tham gia, nhiệt độ, nồng độ, chất xúc tác… - Hệ đồng thể là đồng nhất về thể loại (tức là trong dung dịch chỉ có một pha), các ion trong dung dịch dễ phản ứng, phản ứng nhanh, những tín hiệu dễ nhận biết. 2.1.1.2 Định luật tác dụng khối lượng. Nồng độ là yếu tố ảnh hưởng tới tốc độ của phản ứng. Sự phụ thuộc của tốc độ phản ứng vào nồng độ được biểu diễn bằng định luật tác dụng khối lượng. “Tốc độ của phản ứng hóa học tỉ lệ thuận với tích số nồng độ của các chất tham gia phản ứng”. V = k . [A] . [B] Trong đó: k: Hằng số tốc độ phản ứng (k phụ thuộc vào bản chất của các chất tham gia phản ứng, nhiệt độ, không phụ thuộc vào nồng độ). Suy ra: k chính là tốc độ của phản ứng khi nồng độ của mỗi chất xác định đều bằng 1mol/lit. Ví dụ: ta có phản ứng 322 2SO O 2SO ↔+ Theo ĐL tác dụng khối lượng ta có: V = k . [SO 2 ] 2 .[O 2 ] (1) Nếu khi tăng nồng độ SO 2 lên làm 3 lần thì tốc độ phản ứng thay đổi như thế nào? V' = k . [3SO 2 ] 2 .[O 2 ] = 9k[SO 2 ] 2 .[O 2 ] (2) Từ (1) và (2) suy ra: Tốc độ phản ứng tăng lên 9 lần. Phản ứng tổng quát: qDpC nB mA +↔+ Thì V = k . [A] m . [B] n 2.1.2 Cân bằng hoá học. 2.1.2.1 Phản ứng thuận nghịch và trạng thái cân bằng. - Các phản ứng hóa học xảy ra đồng thời theo hai chiều ngược nhau gọi là phản ứng thuận nghịch - 7 - - Cơ sở hoá phân tích I - Định tính - HI2IH C300 22 0  →←+ Ta có: V T = k T . [H 2 ] . [I 2 ] V N = k N . [HI] 2 - Trạng thái cân bằng là trạng thái của một phản ứng hóa học thuận nghịch mà ở đó tốc độ của phản ứng thuận bằng tốc độ phản ứng nghịch do đó nồng độ các chất trong phản ứng không đổi. Tại thời điểm cân bằng: V T = V N hay k T . [H 2 ] . [I 2 ] = k N . [HI] 2 [ ] [ ][ ] K IH HI k k N T == 22 2 K: Là hằng số cân bằng không đổi ở những điều kiện bên ngoài không đổi Trạng thái cân bằng của hệ trên gọi là trạng thái cân bằng động. Đặc điểm của trạng thái cân bằng. + Không thay đổi theo thời gian nếu các điều kiện (t 0 , p….) không đổi. + Nếu thay đổi điều kiện thì cân bằng cũ bị phá vỡ. + Đối với một hệ nghiên cứu chỉ có một trạng thái cân bằng . 2.1.2.2 Biểu thức hằng số cân bằng của phản ứng hoá học và ý nghĩa. Xét phản ứng: qDpC nB mA +↔+ Ta có: [ ] [ ] [ ] [ ] nm qP N T BA DC K K K == Định luật tác dụng khối lượng áp dụng cho trạng thái cân bằng: “ở điều kiện bên ngoài (t 0 , p…) nhất định khi một phản ứng hóa học đạt tới trạng thái cân bằng thì tỉ số giữa tích số nồng độ các chất tạo thành (với luỹ thừa tương ứng) và tích số nồng độ các chất tham gia phản ứng (với luỹ thừa tương ứng) là một hằng số đó là hằng số cân bằng của phản ứng hoá học” Hằng số cân bằng (K): là đại lượng đặc trưng cho khả năng phản ứng của các phản ứng thuận nghịch, K càng lớn thì phản ứng xảy ra càng hoàn toàn và ngược lại. (Khác với V, K không phụ thuộc vào nồng độ các chất). Biểu thức K xác định điều kiện cân bằng của một phản ứng thuận nghịch và nói lên mối quan hệ giữa hằng số cân bằng và nồng độ của các chất trong phản ứng ở trạng thái cân bằng tức là chiều của phản ứng. 2.1.3 Sự chuyển dịch cân bằng và cách điều khiển chiều của phản ứng thuận nghịch. Khi thay đổi điều kiện bên ngoài (t o , C, p…) thì cân bằng bị phá vỡ, tốc độ phản ứng thuận và nghịch không đều nữa, sau đó cân bằng mới được thiết lập với nồng độ các chất trong phản ứng khác trước quá trình đó gọi là sự chuyển dịch cân bằng. Nó tuân theo nguyên lý chuyển dịch cân bằng của Lơsăctơlie. Phát biểu nguyên lý: “ Khi một hệ đang ở trạng thái cân bằng, nếu ta thay đổi một trong các điều kiện: nhiệt độ, nồng độ, áp suất, thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều nào có tác dụng chống lại sự thay đổi đó.” Dựa vào nguyên lý này ta có thể điều khiển được trạng thái cân bằng của phản ứng, nghĩa là điều khiển được chiều của phản ứng. Ví dụ: - 8 - - Cơ sở hoá phân tích I - Định tính - Muốn phản ứng xảy ra theo chiều thuận ta tăng nồng độ của chất phản ứng hoặc giảm nồng độ chất tạo thành hay có thể thay đổi áp suất, nhiệt độ, xúc tác….nếu là hệ cân bằng của các chất khí. Theo nguyên lý Lơsăctơlie các chất tạo thành sau phản ứng là các chất kết tủa, khí, bay hơi, điện ly yếu (độ bền cao…) thì có lợi cho phản ứng phân tích. 2.2. CHẤT ĐIỆN LY YẾU TRONG DUNG DỊCH. 2.2.1 Sự phân ly và phương trình ion. Chất điện ly trong dung dịch phân ly thành ion (cation, anion) nên dung dịch điện ly dễ dẫn điện các chất điện ly trong dung dịch dễ tham gia phản ứng. Khả năng phân ly của chất điện ly là khác nhau nó phụ thuộc vào bản chất và nồng độ chất điện ly phụ thuộc vào nhiệt độ và dung môi hòa tan. Chất điện ly mạnh phân ly hoàn toàn: - - - Cl Na NaCl OH Na NaOH Cl H HCl +→ +→ +→ + + + Chất điện ly yếu phân ly không hoàn toàn trong dung dịch, quá trình phân ly thuận nghịch COOCH H COOHCH OH NH OHNH - 33 - 44 +↔ +↔ + + Khi cho dung dịch NaCl và dung dịch AgNO 3 trộn lẫn vào nhau thì có phản ứng. Ta có phương trình phản ứng ion: Na + + Cl - + Ag + + NO 3 - → Na + + NO 3 - + AgCl↓ Phản ứng chỉ xảy ra giữa Ag + + Cl - nên khi viết các phản ứng của các chất điện ly trong dung dịch cần viết dưới dạng phương trình rút gọn: ↓→+ + AgClCl Ag - 2.2.2. Độ điện ly và hằng số điện ly của các chất điện ly yếu. 2.2.2.1. Độ điện ly α : Là đại lượng đặc trưng cho mức độ phân ly cụ thể của các chất điện ly trong dung dịch. C C i =α Trong đó: C i : Số phân tử đã phân ly C: Số phân tử đem hòa tan Suy ra: 100.% C C i = α C i càng tăng thì %α càng tăng Với chất điện ly mạnh α = 1 tức %α = 100 Với chất điện ly yếu α < 1 thì %α < 100 Ví dụ : Dung dịch H 2 SO 3 0.05M chỉ có 0.01 phân tử gam phân ly thành ion. - 9 - - Cơ sở hoá phân tích I - Định tính - Vậy C C i =α = 20 050 010 . . . = Hoặc %α = 20% 2.2.2.2 Hằng số phân ly của các chất điện ly yếu. Xét cân bằng: CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO - Khi đạt trạng thái cân bằng, theo định luật tác dụng khối lượng [ ] [ ] [ ] pl 3 3 K COOHCH COOCHH K = × = −+ (1) K: Là hằng số điện ly được tính bằng tỉ số giữa tích nồng độ của các ion được phân ly ra trong dung dịch (với luỹ thừa tương ứng) trên nồng độ của chất tan ở trạng thái cân bằng. Đối với các đa axit yếu như H 2 S: H 2 S H + + HS - K 1 = [H + ].[HS - ] [H 2 S] HS - H + + S 2- K 2 = [H + ].[S 2- ] [HS - ] H 2 S 2H + + S 2- [ ] [ ] [ ] 21 2 2 2 . 2 KK SH SH K SH == −+ (2) K pl : Hằng số phân ly không phụ thuộc vào nồng độ của các chất điện ly chỉ phụ thuộc vào bản chất của chất, nhiệt độ, dung môi hòa tan. * Mối quan hệ giữa K pl và độ điện ly α . Trở lại ví dụ trên ta có : CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO - C 0 0 C: Nồng độ ban đầu α: Độ điện ly Khi đạt trạng thái cân bằng: C - αC αC αC ( ) ( ) ( ) α α α α − = − == 1. . . . 22 3 C C CC C KK COOHCHpl α− α = 1 2 C. K pl Nếu chất điện ly phân ly rất yếu tức α nhỏ hơn niều so với 1 (α<< 1) thì ta có thể viết: K pl = α 2 C ⇒ C K pl =α 2.2.3. Sự chuyển dịch cân bằng điện ly và ảnh hưởng của ion đồng loại. 2.2.3.1 Sự chuyển dịch cân bằng điện ly: Sự chuyển dịch cân bằng điện ly của các chất điện ly yếu trong dung dịch xảy ra khi ta thay đổi nồng độ của các ion phân ly ra trong dung dịch. - 10 - [...]... điện ly ít tan khi biết tích tan (tan trong nước) - Viết phương trình phân ly của chất có độ tan cần tính - Biểu diễn tích tan của chất theo nồng độ các ion - 20 - - Cơ sở hoá phân tích I - Định tính - - Ký hiệu độ tan của chất là S (đơn vị mol/ lít) - Dựa vào phương trình phân ly của chất để tính nồng độ của mỗi ion lúc cân bằng - Tính độ hòa tan khi đã thay nồng độ ion vào tích tan tương ứng Ví dụ... stronti cho ngọn lửa màu đỏ son, muối bari cho ngọn lửa màu vàng lục - 30 - - Cơ sở hoá phân tích I - Định tính - CHƯƠNG 4 PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH CATION NHÓM III VÀ IV (Al3+, Cr3+, Zn2+, Sn2+, Sn4+, AsIII, AsV) (Fe2+, Fe3+, Mn2+, Mg2+, Bi3+, Sb3+, Sb5+) 4.1 SỰ THUỶ PHÂN CỦA MUỐI 4.1.1 Các dạng muối thuỷ phân Có nhiều loại muối vô cơ khi hòa tan vào nước thì làm cho dung dịch nước này có tính axit hoặc tính... hơn - 18 - - Cơ sở hoá phân tích I - Định tính - CHƯƠNG 3 PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH CATION NHÓM I VÀ II (Ag+, Hg22+, Pb2+ - Ba2+, Ca2+, Sr2+) Cân bằng trong hệ dị thể Sự cân bằng hóa học trong hệ dị thể, chính là sự cân bằng mà trong dung dịch có chứa hợp chất ít tan Vậy dị thể là hệ không đồng nhất, trong dung dịch luôn tồn tại 2 pha lỏng và rắn (dạng ↓) 3.1 TÍCH SỐ TAN 3.1.1 Khái niệm về tích số tan Khi... muối bị thuỷ phân và nồng độ của muối đem hòa tan htp = [C ] tp [ C ht ] Độ thuỷ phân phụ thuộc vào: - Nồng độ axit hoặc bazơ tạo thành do phản ứng thuỷ phân sinh ra - Phụ thuộc vào nhiệt độ dung dịch Khi nhiệt độ dung dịch tăng thì độ phân ly của nước tăng → Phản ứng thuỷ phân tăng - Phụ thuộc vào nồng độ của muối đem thuỷ phân (nồng độ muối tăng thì độ thuỷ phân giảm) Trong thực tế phân tích thường... Khi pha loãng, khi tăng nhiệt độ, hoặc khi giảm nồng độ axit hay bazơ thì → tăng quá trình thuỷ phân Khi thêm axit hoặc bazơ → giảm sự thuỷ phân - 33 - - Cơ sở hoá phân tích I - Định tính - 4.2 PHẢN ỨNG OXY HÓA - KHỬ 4.2.1 Mức oxy hóa của các nguyên tố Mức oxy hóa là số điện tích của một nguyên tử trong phân tử Trong đơn chất mức oxy hóa bằng 0 Trong hợp chất: Có nhiều nguyên tố luôn luôn có một mức... thức tính hằng số phân ly ta có: [OH ] × [ NH ] = y.1 = = + − K NH 4OH ⇒ y = 1,79.10-6 [ NH 4 OH ] hay 4 0,1 y = 1,79.10 −5 0,1 [OH-] = 1,79.10-6 iong/lít - 11 - - Cơ sở hoá phân tích I - Định tính - Vậy khi thêm 1ptg NH4Cl tinh thể vào 1lít dung dịch NH 4OH 0.1M thì nồng độ - ion [OH ] sẽ giảm đi: 1,34.10−3 ≈ 750 lần 1,79.10−6 và sự phân ly của NH4OH cũng giảm đi 750 lần 2.3 SỰ PHÂN LY CỦA NƯỚC VÀ... HCl + NH4OH NH4Cl + H2O NaCl + NH4OH NaOH + NH4Cl (ít phân ly) (Bazơ yếu) * Xét hệ đệm acetate: CH3COOH + CH3COONa HAc H+ + Ac- NaAc Na+ + Ac- Ka = [H+ ] [Ac- ] [HAc ] Nước phân ly không đáng kể → bỏ qua [H+] dd = [H+]HAc [Ac-] dd = [Ac-]HAc + [Ac-]NaAc HAc phân ly yếu → [Ac-]HAc nhỏ ta bỏ qua được [Ac-]HAc cạnh[Ac-]NaAc - 14 - (1) - Cơ sở hoá phân tích I - Định tính - Vậy [Ac-] dd = [Ac-]NaAc Gọi Ca... OH ] + [ NH 4 ][OH − ] × [ H + ][OH − ] = K H 2O K NH 4OH = K H 2O Kb (2) Ktp chỉ phụ thuộc vào bản chất của muối thuỷ phân và nhiệt độ dung dịch khi thực hiện phản ứng thuỷ phân Nếu gọi nồng độ của muối đem hòa tan là Cm - 31 - - Cơ sở hoá phân tích I - Định tính - Khi quá trình thuỷ phân đạt cân bằng thì [H+] = [NH4OH] Từ (1) và (2) ta có: [ H + ][ NH 4 OH ] + [ NH 4 ] K H 2O = Kb + ⇒ [H ] = + 2 K...- Cơ sở hoá phân tích I - Định tính NH4 + + OH NH4OH Cân bằng chuyển dịch theo chiều thuận khi giảm nồng độ [NH 4+] hoặc [OH-] và ngược lại 2.2.3.2 Ảnh hưởng của ion đồng loại đối với sự phân ly của chất điện ly yếu Ion đồng loại (đồng dạng) là những ion có cùng dạng với ion do chất điện ly phân ly ra Trong dung dịch sự có mặt của ion đồng loại sẽ làm giảm khả năng phân ly của chất điện... đồ phân ly của chất điện ly mà cần phải tính tích số tan - Biểu diễn tích tan của chất điện ly qua tích số nồng độ ion của nó - Tính độ hòa tan của chất với đơn vị mol/lit - Dùng phương trình phân ly và giá trị độ tan (nhận được) để tính nồng độ của mỗi ion trong dung dịch, ở trạng thái cân bằng - Thay giá trị nồng độ ion tìm được vào biểu thức tích số tan để tính trị số tích số tan Ví dụ 1: Tính tích