Tải bản đầy đủ

giáo trình thí nghiệm hóa phân tích

Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



1


NỘI QUY MƠN HỌC THÍ NGHIỆM HĨA PHÂN TÍCH
1. Trước buổi thực tập (chuẩn bò ở nhà): xem kỹ nội dung bài thực tập để nắm vững
nguyên tắc, cách tính toán và cách thực hiện mỗi thí nghiệm trong bài.
2. Đến phòng thí nghiệm đúng giờ quy đònh, nộp đầy đủ bài tường trình cho giáo viên
hướng dẫn ngay sau buổi thí nghiệm.
3. Nghe và thực hiện đúng các chỉ dẫn cụ thể của giáo viên về bài thực hành trước
khi tiến hành thí nghiệm
4. Đứng đúng chỗ thí nghiệm quy đònh. Kiểm tra ngay các dụng cụ, nếu thiếu hoặc
hỏng thì báo cáo ngay cho giáo viên.
5. Có thái độ nghiêm túc khoa học trong buổi thí nghiệm: ghi chép kết quả đo rõ ràng,
đầy đủ, trung thực. Giữ sạch sẽ, gọn gàng chỗ thí nghiệm. Không tự ý di chuyển
các hoá chất chỉ thò…dùng chung cho cả phòng thí nghiệm.
6. Chú ý rèn luyện kỹ năng thực hành phân tích đònh lượng: đo chính xác khối lượng
và thể tích, cách nhận đúng điểm cuối chuẩn độ, cách bảo quản dung dòch chuẩn,

kỹ thuật lọc rửa, sấy nung kết tủa…
7. Trước khi ra về rửa ngay các dụng cụ thủy tinh và tráng nước cất cẩn thận, sắp xếp
lại gọn gàng và báo cáo với giáo viên.
8. Theo quy đònh hiện hành, sinh viên không được phép dự thi học phần THỰC
HÀNH PHÂN TÍCH ĐỊNH LƯNG nếu vắng quá hai buổi thực tập.









Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



2


BÀI 1: CHỈ DẪN CHUNG VỀ THỰC HÀNH HÓA PHÂN TÍCH

1.1. Đối tượng, nhiệm vụ của phân tích định lượng
 Chọn mẫu đại diện (chọn một phân nhỏ mẫu đại diện cho tồn bộ đối tượng cần phân
tích), cơng việc này cần phải được quy hoạch trước.
 Chuyển chất phân tích về dạng dung dịch: hòa tan hồn tồn mẫu trong dung mơi thích
hợp, tiến hành phân tích theo phương pháp đã chọn. Nếu phân tích bằng một số phương
pháp vật lý thì có thể khơng cần hòa tan mẫu nhưng cần phải xử lý hóa học trước.
 Tiến hành phân tích theo phương pháp đã chọn.
 Tính kết quả (đánh giá kết quả và độ chính xác phân tích).
1.2. Các phương pháp phân tích
 Phương pháp phân tích khối lượng: Dựa vào việc cân sản phẩm tạo thành sau q trình
thực hiện phản ứng tạo kết tủa từ đó xác định hàm lượng cấu tử cần phân tích.
 Phương pháp phân tích thể tích: Dựa vào việc đo chính xác thể tích dung dịch thuốc
thử có nồng độ chính xác để tính hàm lượng cấu tử cần phân tích.
 Các phương pháp vật lý: Dựa trên việc đo một tính chất vật lý nào đó (độ hấp thụ ánh
sáng, độ dẫn điện, điện thế, cường độ dòng, cường độ bức xạ điện từ, ) mà tính chất này là
hàm lượng của khối lượng hoặc của nồng độ của cấu tử cần phân tích.
1.3. Biểu diễn kết quả trong phân tích định lượng
1.3.1. Biểu diễn hóa học
Biểu diễn cấu tử phân tích theo dạng tồn tại của nó trong chất phân tích. Ví dụ: Cr
3+
,
Cr
2
O
7
, CrO
4

Biểu diễn cấu tử phân tích dưới dạng ngun tố hoặc dưới dạng oxit thường áp dụng
đối với các hợp chất chưa biết chính xác thành phần hoặc khi khơng cần xác định trực tiếp
thành phần. Ví dụ: đối với mẫu vơ cơ phức tạp chứa oxi người ta thường biểu diễn các
ngun tố dưới dạng oxit: Fe – Fe
3
O
4
, Si – SiO
2
,…
1.3.2. Biểu diễn nồng độ phần trăm khối lượng (%)
Hàm lượng cấu tử có trong mẫu phân tích thường được biểu diễn theo phần trăm khối
lượng cấu tử trong mẫu:
%100.%
aukhoiluongm
ntichautucanphakhoiluongc
q 

Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



3


Tỉ lệ phần trăm về khối lượng thường được dùng để biểu diễn nồng độ. Nó được xác
định như sau:

Khối lượng của dung dịch (trong trường hợp đơn giản chỉ có một dung môi và một
chất tan) sẽ là:
m
dung dịch
= m
chất tan
+ m
dung môi

Do vậy chúng ta có thể viết lại công thức của nồng độ phần trăm khối lượng như sau:
%100.
tan
tan
/%
chatdungmoi
chat
ww
mm
m
C



1.3.3. Nồng độ phần trăm khối lượng – thể tích

Ví dụ: một dung dịch chứa 5g chất tan trong 100ml dung dịch thì dung dịch này có nồng độ
là 5%w/v.
1.3.4. Nồng độ phần trăm về thể tích

Ví dụ: Rượu vang có nồng độ là 12% v/v etanol, điều này có nghĩa là trong mỗi 100ml rượu
vang sẽ có 12 ml etanol.
1.3.5. Nồng độ Phân tử gam
Nồng độ phân tử gam hay nồng độ mol thể tích (nồng độ mol) thường được biểu thị
bằng M, được xác định như sau:
dungdich
chat
M
V
n
C
tan


1.3.6. Nồng độ chuẩn
Nồng độ chuẩn (hay nồng độ đương lượng ) cũng tương tự như nồng độ mol nhưng
dùng đương lượng thay cho mol chất tan trong dung dịch. Nó biểu thị số đương lượng trong
Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



4


một lít. Do vậy với cùng một dung dịch có thể có nhiều nồng độ đương lượng cho các loại
phản ứng khác nhau.
Ví dụ: Dung dịch axít sulfuric 1M sẽ có nồng độ đương lượng 2N cho phản ứng
axít/bazơ nhưng chỉ là 1N trong phản ứng tạo tủa BaSO4 . Để tính toán nồng độ đương
lượng của một dung dịch nào đó bạn cần biết chính xác nồng độ mol của nó cũng như hệ số
tỉ lượng của các chất phản ứng được dùng.
Để chuyển đổi nồng độ đương lượng sang các dạng nồng độ khác thì trước hết bạn
phải tìm được nồng độ mol của nó. Nồng độ chuẩn có đơn vị là [đương lượng/L].
1.3.7. Nồng độ mol khối lượng
Nồng độ mol khối lượng được xác định như sau:
dungmoi
chat
m
m
n
C
tan


1.3.8. Phần mol
Phần mol được định nghĩa là tỉ số của số mol một chất trên tổng số mol của tất cả các
chất.
Ví dụ: Một dung dịch chứa 10 mol etanol trên mỗi 1000g nước. Mà 1000g nước có
55.51 mol nước do vậy phần mol của etanol là: 10/(55.51+10) = 0.1527. Phần mol không
phụ thuộc vào nhiệt.
Phần mol có thể dùng cho hỗn hợp của bất kỳ các chất, phần mol có giá trị cực đại
luôn là 1 và tổng tất cả phần mol của các chất trong hỗn hợp bằng 1.
Để chuyển phần mol sang các dạng nồng độ khác, cần biết khối lượng của dung môi
và chất tan, phần mol không có đơn vị.








Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



5


BÀI 2: CHUẨN ĐỘ ACID- BAZƠ

2.1. Chuẩn độ NaOH bằng HCl 0,050N
2.1.1. Ngun tắc
2.1.1.1. Phản ứng chuẩn độ
H
+
+ OH
-
 H
2
O
pH tương đương 7
2.1.1.2. Định điểm cuối
- Dùng chất chỉ thò pH
Tuỳ nồng độ dung dòch, tùy độ chính xác, chọn chỉ thò thích hợp, thường dùng
phenolphtalein, pH chuyển màu 8,2 – 10 (không màu  hồng)
- Dùng máy đo pH
2.1.2. Thực nghiệm
2.1.2.1. Hóa chất
- Dung dòch acid chuẩn C = 0,050N
- Dung dòch chỉ thò phenolphtalein 0,1% / Etanol 60%
2.1.2.2. Dùng chất chỉ thị
- Buret: Dung dòch acid chuẩn
- Erlen: Hút V ml bazơ + ít nước cất tráng thành bình + vài giọt phenolphtalein.
- Màu dung dòch ở điểm cuối: đỏ  hồng  không màu.
2.1.3. Kết quả: Tính nồng độ đương lượng, nồng độ mol hay nồng độ khối lượng của
dung dòch khảo sát.
2.2. Chuẩn độ dung dòch Na
2
CO
3
bằng dung dòch HCl hay H
2
SO
4
2.2.1. Ngun tắc
2.2.1.1. Phản ứng chuẩn độ
H
+
+ CO
3
2-
 HCO
3
-
Ka
1
= 10
-6,35

H
+
+ HCO
3
-
 Ka
2
= 10
-10,32

2.2.1.2. Định điểm cuối
- Dùng chất chỉ thò:
Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



6


+ Ở điểm tương đương (1) pH = ½ (p Ka
1
+ p Ka
2
) = 8,21
+ Ở điểm tương đương (2) pH khoảng 4 tùy thuộc nồng độ H
2
CO
3
trong dung
dịch
Do đó có thể đònh điểm cuối bằng hai chỉ thò:
* Phenol phtalein.
* Metyl da cam chuyển màu 3,1 – 4,4 (đỏ  cam)
Dùng máy đo pH: Vẽ đường biểu diễn ΔpH.
2.2.2. Thực nghiệm
2.2.2.1. Hóa chất
- Dung dòch chuẩn HCl
- Dung dòch chỉ thò Metyl da cam 0,1%/ nước
- Phenol phtalein 0,1%/ Etanol 60%
2.2.2.2. Cách tiến hành
* Dùng chất chỉ thò:
- Buret: dung dòch chuẩn HCl hoặc H
2
SO
4
- Erlen: hút V ml dung dòch mẫu Na
2
CO
3
+ ít nước cất tráng thành bình + vài giọt
chỉ thò Phenol phtalein
- Màu dung dòch ở điểm cuối 1: hồng  khơng màu
Thêm tiếp vài giọt chỉ thò định điểm cuối 2; chuẩn độ tiếp đến đổi màu chỉ thị
* Dùng máy đo pH:
- Buret: Dung dịch chuẩn HCl
- Becher 250ml: Hút V ml dung dịch mẫu Na
2
CO
3
+ ít nước cất đến khoảng 100ml.
Ghi pH trong q trình chuẩn độ
2.2.3. Kết quả
Tính nồng độ khối lượng của Na
2
CO
3
trong mẫu. Nếu mẫu có chứa thêm hoặc NaOH
hoặc NaHCO
3,
tính nồng độ khối lượng của từng hợp chất trong mẫu.



Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



7


BÀI 3: ĐỊNH LƯNG ION Cl
-
TRONG DUNG DỊCH




3.1. Chuẩn độ dung dòch Cl
-
theo phương pháp Morh (chuẩn độ trực tiếp)
3.1.1. Ngun tắc
3.1.1.1. Phản ứng chuẩn độ
Dùng dung dòch chuẩn AgNO
3
:
Ag
+
+ Cl
-
  AgCl T
AgCl
= 10
-9,75

Đặc điểm:
- Tủa AgCl màu trắng, bền trong môi trường acid, tan trong môi trường NH
4
OH do
cân bằng tạo phức tạo Ag(NH
3
)
2
+

- Môi trường cần có pH < 10 để tránh cân bằng phụ:
2 Ag
+
+ 2 OH
-
 2AgOH   Ag
2
O + H
2
O T
AgOH
= 10
-7,8

- Nếu trong dung dòch có NH
4
+
, cần chuẩn độ ở pH < 8 để tránh cân bằng tạo phức
làm tan tủa AgCl.
- Có sự hấp phụ của tủa AgCl lên các ion Ag
+
và Cl
-
dễ gây sai số.
- Cần loại những ion khác có khả năng tạo tủa bền vững với Ag
+
như I
-
, Br
-
, SCN
-
.
- Phép chuẩn độ thích hợp với nồng độ Cl
-
trong khoảng 10
-3
– 10
-2
M (sai số < 1%)
3.1.1.2. Định điểm cuối
Dùng chất chỉ thò tạo tủa K
2
CrO
4
:
2Ag
+
+ CrO
4
2-
 Ag
2
CrO
4
 T
Ag2CrO4
= 10
-11,95

Đặc điểm:
- Tủa Ag
2
CrO
4
màu đỏ nâu, tan ở nhiệt độ cao.
- Môi trường cần có pH > 6 để tránh cân bằng phụ:
Ag
2
CrO
4
 2 Ag
+
+ CrO
4
2-
+
H
+


HCrO
4
-

Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



8


Do đó, nếu dung dòch có NH
4
+
, tốt nhất nên chuẩn độ ở môi trường pH = 7 ÷ 8. Có
thể tạo điều kiện này bằng cách thêm vào dung dòch lượng NaHCO
3
hay Na
2
B
4
O
7

- Lượng chỉ thò cần dùng thích hợp để điểm cuối gần với điểm tương đương. Trong
thực nghiệm, để dễ quan sát điểm cuối, tại thời điểm này, nồng độ cấu tử cần có trò số:
+ Nồng độ CrO
4
2-
trong tủa Ag
2
CrO
4
khoảng 10
-5
M
+ Nồng độ CrO
4
2-
còn dạng tự do 10
-4
÷ 5. 10
-3
M
- Cần loại những ion có khả năng tạo tủa với CrO
4
2-
như Ba
2+
, Pb
2+

3.1.2. Thực nghiệm
3.1.2.1. Hóa chất
- Dung dòch AgNO
3
C = 0,040N
- NaHCO
3
hay Na
2
B
4
O
7
rắn
- Dung dòch chỉ thò K
2
CrO
4
10% / nước
- Buret: dung dòch chuẩn AgNO
3
3.1.2.2. Cách tiến hành
- Erlen: hút V ml dung dòch mẫu Cl
-
+ ít nước cất tráng thành bình, kiểm pH dung
dòch bằng giấy pH. Nếu cần, dùng NaHCO
3
hay Na
2
B
4
O
7
điều chỉnh đến pH thích hợp +
V ml dung dòch chỉ thò K
2
CrO
4
10% tương ứng với khoảng nồng độ trên.
- Dung dòch ở điểm cuối: vàng xuất hiện tủa đỏ nâu làm toàn khối dung dòch có
màu vàng ánh hồng.
3.1.3. Kết quả
- Nếu mẫu lỏng, đònh nồng độ đương lượng, nồng độ mol, nồng độ khối lượng của
Cl
-

- Nếu mẫu rắn, đònh nồng độ phần trăm của NaCl trong mẫu.
3.2. Chuẩn độ dung dòch Cl
-
theo phương pháp Charpentier Volhard (chuẩn độ
ngược)
3.2.1. Ngun tắc
3.2.1.1. Phản ứng chuẩn độ
Thêm lượng thừa xác đònh dung dòch AgNO
3
để tạo tủa AgCl.
Ag
+
+ Cl
-
 AgCl  T
AgCl
= 10
-9,75

Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



9


Đònh lượng Ag
+
thừa bằng dung dòch chuẩn KSCN (hay NH
4
SCN)
SCN
-
+ Ag
+
 AgSCN  T
AgSCN
= 10
-11,97

(màu trắng)
3.2.1.2. Định điểm cuối
Dùng chỉ thò tạo phức phèn sắt ba; phản ứng chỉ thò trong môi trường pH < 2 với
lượng nhỏ SCN
-
:
SCN
-
+ Fe
3+
 FeSCN
2+



SCN
FeSCN
2


Đặc điểm:
- Tạo môi trường acid để tránh việc tạo tủa Fe(OH)
3
, thường dùng HNO
3
với {H
+
}
 0,3M
- Do T
AgCl
< T
AgSCN
nên gần điểm tương đương có thể có cân bằng phụ:
AgCl  Ag
+
+ Cl
-

+
SCN
-
FeSCN
2+

 
 AgSCN  AgSCN + Fe
3+

Loại cân bằng phụ này bằng cách loại hay cô lập tủa AgCl, có thể dùng biện pháp:
+ Lọc bỏ tủa AgCl khỏi dung dòch trước khi chuẩn độ.
+ Đun sôi dung dòch vài phút trước khi chuẩn độ.
+ Thêm dung môi hữu cơ không trộn lẫn với nước như nitrobenzen để bao tủa lại
bằng cách lắc thật mạnh dung dòch trước khi chuẩn độ.
- Phức FeSCN
2+
có màu đỏ. Điều kiện để màu xuất hiện rõ là{FeSCN
2+
}  7.10
-6
M
và {SCN
-
} > 3. 10
-6
M. Thực nghiệm cho thấy, để có sự tạo phức gần điểm tương đương,
có thể dùng lượng chỉ thò với nồng độ đầu trong dung dòch chuẩn độ = 0,2M (sai số
khoảng 0,1%)
3.2.2. Thực nghiệm
Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



10


3.2.2.1. Hóa chất
- Dung dòch chuẩn AgNO
3

- Dung dòch chuẩn NH
4
SCN hay KSCN
- Dung dòch HNO
3
(1÷1)
- Dung dòch chỉ thò phèn sắt ba bão hòa Fe(NH
4
)(SO
4
)
2
.12H
2
O ứng với nồng độ
1mol/l.
- Buret: dung dòch chuẩn NH
4
SCN hay KSCN
3.2.2.2. Cách tiến hành
- Erlen: Hút V ml dung dòch mẫu Cl
-
+ ít nước cất tráng thành bình + 1 ml HNO
3

(1÷1) + lượng thừa xác đònh dung dòch chuẩn AgNO
3
(thừa khoảng 50% so với lượng
cần dùng để tạo tủa AgCl). Loại ảnh hưởng cân bằng phụ do AgCl bằng cách:
+ Thêm 0,5 ml nitro benzen và lắc mạnh dung dòch.
+ Hoặc đun sôi dung dòch trong vài phút. Thêm lượng thích hợp chỉ thò phèn sắt ba.
- Dung dòch ở điểm cuối: không màu có tủa trắng AgCl  dung dòch màu cam nhạt
3.2.3. Kết quả
- Nếu mẫu lỏng, đònh nồng độ đương lượng, nồng độ mol, nồng độ khối lượng của
Cl
-

- Nếu mẫu rắn, đònh nồng độ phần trăm của NaCl trong mẫu.










Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



11


BÀI 4: ĐỊNH LƯNG DUNG DỊCH KMnO
4
và Na
2
S
2
O
3


4.1. Chuẩn độ dung dòch KMnO
4
bằng dung dòch acid oxalic (H
2
C
2
O
4
)
4.1.1. Ngun tắc
4.1.1.1. Phản ứng chuẩn độ
- Trong môi trường acid:
2MnO
4
-
+ 5C
2
O
4
2-
+ 16H
+
 2Mn
2+
+ 10CO
2
+ 8H
2
O
E
o
MnO
-4
/Mn
2+
= 1,51 V
E
o
2CO
2
/ C
2
O
4
2-
= -0,49 V
Đặc điểm:
- Phản ứng cần thực hiện trong môi trường acid, nhưng do tính khử mạnh của
C
2
O
4
2-
nên chỉ tạo môi trường bằng H
2
SO
4
trong dung dòch loãng.
- Phản ứng ban đầu chậm, nhưng khi có Mn
2+
, đóng vai trò xúc tác, phản ứng xảy
ra nhanh hơn.
- Phản ứng nhanh ở nhiệt độ khoảng 60
o
C, nên cần đun dung dòch trước khi chuẩn
độ, nhưng ở nhiệt độ cao hơn, acid oxalic có thể bò phân hủy cho ra CO
2
.
- Vận tốc phản ứng chậm, cần pha loãng dung dòch chuẩn độ và lắc mạnh bình khi
chuẩn độ.
4.1.1.2. Định điểm cuối
Chất chỉ thò là chính ngay dung dòch KMnO
4
với lượng thừa ngay sau điểm tương
đương tạo dung dòch có màu hồng nhạt bền 2 phút.
4.1.2. Thực nghiệm
4.1.2.1. Hóa chất
- Dung dòch chuẩn acid oxalic 0,050N
- Dung dòch H
2
SO
4
(1 : 5)
- Buret: dung dòch mẫu KMnO
4

4.1.2.2. Cách tiến hành

Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



12


Erlen: hút V ml dung dòch chuẩn acid oxalic + khoảng 50 ml nước + 5 ml dung dòch
H
2
SO
4
. Đun nhẹ dung dòch khoảng 60
o
C.
- Màu dung dòch ở điểm cuối: không màu  hồng nhạt bền 2 phút.
4.1.3. Kết quả
Tính nồng độ đương lượng, nồng độ mol của dung dòch KMnO
4
.
4.2. Chuẩn độ dung dòch Na
2
S
2
O
3
bằng dung dòch K
2
Cr
2
O
7
(chuẩn độ gián tiếp)
4.2.1. Ngun tắc
4.2.1.1. Phản ứng chuẩn độ
Trong môi trường acid, với lượng thừa I
-
và lượng xác đònh dung dòch Cr
2
O
7
2-

chuẩn:
Cr
2
O
7
2-
+ 9 I
-
+ 14H
+
 2Cr
3+
+ 3I
-
3
+ 7H
2
O
E
o
Cr
2
O
7
2-
/2Cr
3+
= 1,33V
E
o
I
3-
/3I
-
= 0,545 V
Lượng I
3-
tạo thành được chuẩn độ bằng dung dòch khảo sát S
2
O
3
2-

Đặc điểm:
- Nồng độ H
+
tăng làm tăng tính đònh lượng của cân bằng nhưng cũng làm I
-
dễ bò
oxy hoá bởi O
2
trong không khí. Môi trường thích hợp với {H
+
} = 0,2 – 0,4M. Có thể
dùng HCl, H
2
SO
4
.
- Để phản ứng hoàn toàn, cần điều kiện {I
-
}  2% và để yên hỗn hợp phản ứng
nơi tối 10 phút
4.2.1.2. Định điểm cuối
Dùng chỉ thò hồ tinh bột.
4.2.2. Thực nghiệm
4.2.2.1. Hóa chất
- Dung dòch chuẩn K
2
Cr
2
O
7
0,050N
- Dung dòch KI 10%/ nước
- Dung dòch H
2
SO
4
(1 : 5)
- Dung dòch chỉ thò hồ tinh bột.
+ Buret: dung dòch mẫu Na
2
S
2
O
3
.
Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



13


4.2.2.2. Cách tiến hành
+ Erlen: hút V ml dung dòch chuẩn K
2
Cr
2
O
7
+ khoảng 30 ml nước + 5 ml dung dòch
H
2
SO
4
+ 5 ml KI.
Chuẩn độ đến dung dòch có màu vàng nhạt, thêm vài giọt chỉ thò, dung dòch có màu
xanh, chuẩn độ đến mất màu xanh của chỉ thò, dung dòch có màu xanh xám nhạt của ion
Cr
3+

Lưu ý: Phần thực nghiệm rất dễ gặp sai số do tính dễ bay hơi của I
2
.
4.2.3. Kết quả
Đònh nồng độ đương lượng của dung dòch Na
2
S
2
O
3

Ghi chú: có thể đònh nồng độ I
2
bằng dung dòch chuẩn K
2
Cr
2
O
7
qua dung dòch

trung
gian Na
2
S
2
O
3
với 2 phép chuẩn độ trên.

















Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



14


BÀI 5: ĐỊNH LƯNG ĐỒNG, SẮT

5.1. Chuẩn độ dung dòch Cu
2+
bằng dung dòch Na
2
S
2
O
3
(chuẩn độ gián tiếp)
5.1.1. Ngun tắc
5.1.1.1. Phản ứng chuẩn độ
Trong môi trường hơi acid với lượng thừa I
-
:
2Cu
2+
+ 5I
-
 2CuI  + I
3

T
CuI
= 10
-11,96
E
o
Cu
2+
/CuI  = 0,86 V ; E
o
I
3
-
/3I
-
= 0,545V
Lượng I
3
-
tạo thành được chuẩn độ bằng dung dòch Na
2
S
2
O
3
Đặc điểm:
- Cần loại những ion có khả năng oxy hoá. Có thể loại Fe
3+
bằng dạng phức bền
FeF
6
3-

- Ở gần điểm cuối, để tránh hiện tượng I
3-
bò hấp phụ trên bề mặt tủa CuI, thêm
lượng NH
4

SCN để chuyển sang dạng tủa CuSCN, T
CuSCN
= 10
-14,32

5.1.1.2. Định điểm cuối
Dùng chỉ thò hồ tinh bột
5.1.2. Thực nghiệm
5.1.2.1. Hóa chất
- Dung dòch chuẩn Na
2
S
2
O
3
0,050N
- Dung dòch NH
4
SCN 10%/ nước
- Dung dòch KI 10%/ nước.
- Dung dòch NH
4
F 2%/ nước
- Dung dòch hồ tinh bột
5.1.2.2. Cách tiến hành
+ Buret: Dung dòch chuẩn Na
2
S
2
O
3.
+ Erlen: Hút V ml dung dòch mẫu + khoảng 30 ml nước (dung dòch có pH≈6) + 2 ml
dung dòch NH
4
F + 5 ml KI. Chuẩn độ đến dung dòch có màu vàng nhạt + vài giọt chỉ thò,
Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



15


dung dòch có màu xanh, chuẩn độ đến màu xanh chỉ thò thật nhạt, thêm 2 ml dung dòch
NH
4
SCN, chuẩn độ tiếp đến mất màu xanh.
5.1.3. Kết quả
Tính nồng độ đương lượng, nồng độ mol của dung dòch Cu
2+
trong dung dòch mẫu.
Tính nồng độ khối lượng của Cu trong dung dòch mẫu ở dạng CuSO
4
.5H
2
O.
5.2. Chuẩn độ dung dòch Fe
2+
bằng dung dòch KMnO
4

5.2.1. Ngun tắc
5.2.1.1. Phản ứng chuẩn độ: trong môi trường acid mạnh
MnO
4
-
+ 5 Fe
2+
+ 8H
+
 2Mn
2+
+ 5Fe
3+
+ 4 H
2
O
E
o
MnO
4
-
/Mn
2+
= 1,51 V
E
o
Fe
3+
/Fe
2+
= 0,771 V
Đặc điểm:
- Tạo môi trường acid bằng dung dòch H
2
SO
4
, không dùng HCl
- Phản ứng ban đầu chậm, có Mn
2+
đóng vai trò xúc tác, phản ứng nhanh hơn.
5.2.1.2. Định điểm cuối
Lượng thừa của dung dòch KMnO
4
ngay sau điểm tương đương làm dung dòch có
màu hồng nhạt (bền 2 phút)
5.2.2. Thực nghiệm
5.2.2.1. Hóa chất
- Dung dòch chuẩn KMnO
4
0,050 N
- Dung dòch H
2
SO
4
(1 : 5)
5.2.2.2. Cách tiến hành
+ Buret: dung dòch chuẩn KMnO
4

+ Erlen: hút V ml dung dòch mẫu + khoảng 30ml nước + 5 ml H
2
SO
4

+ Màu dung dòch ở điểm cuối : không màu  hồng nhạt bền 2 phút.
Lưu ý: có thể áp dụng phép chuẩn độ này để đònh chuẩn dung dòch KMnO
4
bằng
dung dòch chuẩn Fe
2+
được pha chế từ muối Mohr Fe(NH
4
)
2
(SO
4
)
2
. 6H
2
O
5.2.3. Kết quả
Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



16


- Tính nồng độ mol của Fe
2+
trong dung dòch mẫu. Tính hàm lượng % khối lượng
của Fe dạng Fe(NH
4
)
2
(SO
4
)
2
6H
2
O trong mẫu rắn

























Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



17


BÀI 6: ĐỊNH HÀM LƯNG Fe
3+
TRONG DUNG DỊCH
THEO PHƯƠNG PHÁP KHỐI LƯNG

6.1. Nguyên tắc
Dùng chất tạo tủa là NH
4
OH. Phản ứng tạo tủa:
Fe
3+
+ 3OH
-
 Fe(OH)
3
 T Fe(OH)
3
= 10
-37,5

Phản ứng chuyển dạng tủa sang dạng cân ở khoảng 800
o
C:
2 Fe(OH)
3
 Fe
2
O
3
+ 3H
2
O
Ở 1000
o
C dạng cân có thể chuyển thành Fe
3
O
4

Đặc điểm:
- Tủa Fe(OH)
3
dạng

vô đònh hình có màu nâu rỉ, tạo trong môi trường có pH  3.
Nếu trong mẫu có lẫn Al
3+
, tạo tủa ở pH  11. Do đó, cần tạo tủa trong điều kiện thích
hợp: dung dòch nóng, đậm đặc, thêm nhanh chất tạo tủa, thêm ngay dung dòch chất điện
ly để giảm hấp phụ. Lọc sau khi tạo tủa 5 -10 phút.
- Tủa được lọc bằng phễu thủy tinh và giấy lọc đònh lượng băng đỏ (loại không tro,
mỏng). Sau khi rửa, tủa được nung ở 800
o
C để chuyển sang dạng cân.
- Lượng mẫu cho 1 lần tạo tủa được dùng ứng với lượng cân khoảng 0,1 – 0,2 gam.
6.2. Thực nghiệm
6.2.1. Hóa chất
- Dung dòch NH
4
OH đđ
- Dung dòch NH
4
NO
3
1%/nước.
- Dung dòch AgNO
3
1%/nước
6.2.2. Cách tiến hành
+ Becher 100 ml: Hút V ml dung dòch mẫu hay m (g) mẫu đã được hòa tan như trên.
Nếu dung dòch mẫu có lẫn chất không tan, phải lọc lại. Nếu dung dòch mẫu đđ, thêm
lượng nước tối thiểu để tăng thể tích dung dòch ứng với lượng của dạng tủa vô đònh hình
được tạo thành.
Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



18


+ Đun gần sôi dung dòch, thêm từng giọt dung dòch NH
4
OH đđ, khuấy đều đến dung
dòch có mùi rõ, trong dung dòch có tủa màu nâu rỉ (nếu dung dòch mẫu có lẫn Al
3+
, cần
tạo tủa ở môi trường có pH  11). Thêm ngay 50 ml dung dòch NH
4
NO
3
nóng làm đông
tụ tủa và làm giảm hấp phụ.
+ Lọc tủa qua giấy lọc mỏng, không tro (giấy băng đỏ). Rửa tủa bằng dung dòch
NH
4
NO
3
nóng đến hết ion Cl
-
(kiểm bằng dung dòch AgNO
3
, sau khi acid hóa dung dòch
qua lọc bằng vài giọt dung dòch HNO
3
)
+ Gói tủa, cho vào chén sành (đã nung ở 800
o
C và cân). Đốt và nung tủa ở 800
o
C
đến khối lượng không đổi.
6.3. Kết quả
- Tính nồng độ mol của Fe
3+
trong dung dòch mẫu.
- Tính hàm lượng % khối lượng của Fe dạng Fe
2
O
3
trong mẫu rắn.
















Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



19


Bài 7: ĐỊNH LƯỢNG ION Ca
2+


7.1. Nguyên tắc
Dùng dung dịch C
2
O
4
2-
tạo tủa với dung dịch Ca
2+
theo phản ứng
Ca
2+
+ C
2
O
4
2-
+ H
2
0  CaC
2
O
4
.H
2
O T
CaC2O4
= 10
-8,64

Đặc điểm:
- Tủa CaC
2
O
4
.H
2
O có màu trắng đục, có thể được cân ở dạng CaC
2
O
4
.H
2
O sau khi
sấy ở 100 – 105
0
C (kết quả thường bị sai thừa 0,5 – 1%)
- Dạng cân cũng có thể là CaC
2
O
4
nếu nung tủa CaC
2
O
4
.H
2
O ở 475 – 525
0
C hoặc
CaO nếu nung tủa ở 1200
0
C.
- Các ion kim loại Ba
2+
, Cd
2+
, Pb
2+
, gây ảnh hưởng đến kết quả xác định Ca
2+
do
cũng tạo tủa bền với C
2
O
4
2-

- Không được tạo tủa trong môi trường acid để tránh sự tan tủa CaC
2
O
4
(môi
trường thích hợp có pH>=4)
- Thuốc thử nóng, loãng được thêm chậm vào mẫu chứa Ca
2+
(cũng nóng. loãng),
khuấy đều để thu được tinh thể to.
- Sau khi tạo tủa, để yên dung dịch tạo điều kiện cho tinh thể hạt tủa phát triển lớn lên.
- Tủa được lọc và được chuyển sang dạng cân với phương tiện và cách thức phụ thuộc
vào dạng sẽ được cân.
7.2. Thực nghiệm:
7.2.1. Hóa chất
- Dung dịch (NH
4
)
2
C
2
O
4
5%/nước
- Dung dịch (NH
4
)
2
C
2
O
4
1%/nước
- Dung dịch NH
4
OH (1:1)
- Dung dịch chỉ thị metyl đỏ 0,1%/etanol 60%
- Dung dịch AgNO
3
1%/nước
7.2.2. Cách tiến hành
Tạo tủa
- Becher 200 ml: Hút V(ml) dung dịch mẫu Ca
2+
(đã lọc bỏ cặn khọng tan) + nước cất
đến khoảng 70 ml. Thêm vài giọt metyl đỏ. Đun dung dịch vừa sôi. Thêm chậm 10-20 ml
dung dịch (NH
4
)
2
C
2
O
4
5% nóng (vừa thêm vừa khuấy đều). Trung hòa dung dịch bằng từng
Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



20


giọt NH
4
OH (1:1) cho đến khi dung dịch chuyển từ đỏ sang vàng. Để yên dung dịch (không
đun) ít nhất 1 giờ.
Lọc tủa và nung rửa tủa:
Nếu tủa được cân ở dạng CaC
2
O
4
.H
2
O hoặc CaCO
3
: lọc tủa qua chung lọc Gooch
hoặc chung thủy tinh cà. Rửa tủa bằng dung dịch (NH
4
)
2
C
2
O
4
1% nóng ít nhất 5 lần cho
đến khi dung dịch qua lọc không còn Cl
-
(thử bằng AgNO
3
sau khi acid hóa dung dịch qua
lọc bằng HNO
3
). Sấy ở 100-105
0
C trong 1-2 giờ. Để nguội trong bình hút ẩm , cân dạng
CaC
2
O
4
.H
2
O.
Hoặc chuyển chén chứa tủa vào lò Muffle, nung ở 500
0
C trong 2 giờ hoặc cho đến khi
khối lượng không đổi. Để nguội trong bình hút ẩm và cân dạng CaCO
3
(để đề phòng tủa đã
bị chuyển đổi một phần thành CaO, làm ẩm tủa bằng dung dịch (NH
4
)
2
CO
3
bão hòa:
CaO + (NH
4
)
2
CO
3
CaCO
3
+2NH
3
+ H
2
O. Sấy ở 105
0
C và cân)
7.3. Kết quả: Tính nồng độ khối lượng của Ca
2+
trong mẫu lỏng hoặc phần trăm khối
lượng ở dạng hợp chất trong mẫu rắn.















Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



21


BÀI 8: ĐỊNH LƯỢNG ION SO
4
2-


8.1. Nguyên tắc
Định lượng ion SO
4
2-
trong dung dịch theo phương pháp khối lượng
Dùng chất tạo tủa là dung dịch Ba
2+
(dạng BaCl
2
). Phản ứng tạo tủa:
Ba
2+
+ SO
4
2-
 BaSO
4
 T
BaSO4
= 10
-9,97

Đặc điểm
- Tủa BaSO
4
dạng

tinh thể mịn, màu trắng, tạo tủa trong môi trường acid để tránh phản
ứng tạo tủa phụ khác. Cần tạo tủa trong môi trường thích hợp: dung dịch nóng, loãng và
khuấy đều khi thêm chậm chất tạo tủa.
- Loại những ion có khả năng đồng tạo tủa
- Tủa được lọc bằng phễu thủy tinh và giấy lọc định lượng (loại không tro).
- Tủa được nung ở 800
0
C trong chén sành (đã nung và cân). Nung tủa trong môi trường
đủ oxy để tránh phản ứng khử của C (do giấy lọc)
BaSO
4
+ C → BaS + 4 CO
- Dạng cân là BaSO
4

- Lượng mẫu cho một lần tạo tủa được dùng ứng với lượng dạng cân khoảng 0,2 – 0,3g.
8.2. Thực nghiệm
8.2.1. Hóa chất
- Dung dịch BaCl 5%/ nước
- Dung dịch AgNO
3
1%/ nước
- Dung dịch HCl (1 : 2)
8.2.2. Cách tiến hành
- Becher 100ml: Hút V ml dung dịch mẫu lỏng hay mg mẫu rắn đã được hòa tan. Nếu
dung dịch có lẫn chất không tan thì phải lọc lại. Thêm 1ml dung dịch HCl, thêm nước cất
đến 70ml. Đun dung dịch vừa sôi, thêm chậm 10 – 20 ml dung dịch BaCl
2
nóng, khuấy đều,
đun cách thủy 15 – 30 phút. Nếu thuận tiện thì tăng thêm thời gian cách thủy.
- Lọc tủa bằng giấy lọc không tro. Rửa tủa bằng nước nóng đến hết ion Cl
-
(kiểm tra lại
bằng dung dịch AgNO
3
), cho vào chén sành đã nung ở 800
0
C và cân. Đốt tủa đến thành
Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



22


than đen (hết bốc khói). Nung ở 800
0
C khoảng 30 phút, để chén nguội và cân. Nung lại nếu
cần đến khi khối lượng không đổi.
8.3. Kết quả
Tính nồng độ khối lượng SO
4
2-
ở dạng hợp chất trong mẫu lỏng hay phần trăm khối
lượng trong mẫu rắn



























Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



23


Bài 9: ĐỊNH LƯỢNG DUNG DỊCH H
2
O
2


9.1. Chuẩn độ dung dịch H
2
O
2
bằng dung dịch KMnO
4

9.1.1. Nguyên tắc
9.1.1.1. Phản ứng chuẩn độ
Trong môi trường acid mạnh:
2MnO
4
-
+ 5 H
2
O
2
+ 16 H
+
 2 Mn
2+
+ 5 O
2
+ 8 H
2
O
E
0
O2/H2O2
= 0,682 V
Đặc điểm :
- Phản ứng chậm nên cần pha loảng dung dịch chuẩn độ và lắc mạnh erlen khi chuẩn
độ, đặc biệt ở giai đoạn đầu khi dung dịch chưa có hoặc có rất ít Mn
2+
(Mn
2+
có tính xúc tác
dương cho chuẩn độ).
- Cần môi trường acid mạnh (dùng H
2
SO
4
loãng) và chuẩn độ thật chậm để hạn chế
việc tạo thành MnO
2
(là chất xúc tác của quá trình phân hủy H
2
O
2
).
- Nên làm lạnh dung dịch trước khi chuẩn độ để hạn chế hiện tượng H
2
O
2
bị phân hủy
tạo O
2
.
9.1.1.2. Định điểm cuối
Dựa vào sự xuất hiện của màu hồng (bền 2 phút) do dùng thừa KMnO
4
.
9.1.2. Thực nghiệm
9.1.2.1. Hóa chất
- Dung dịch chuẩn KMnO
4
0,05N
- Dung dịch H
2
SO
4
(1:5)
9.1.2.2. Cách tiến hành
- Buret: Dung dịch KMnO
4

- Erlen: Hút V(ml) dung dịch mẫu H
2
O
2
+ khoảng 50ml nước + 5 ml dung dịch
H
2
SO
4
, làm lạnh nếu cần.
- Chuẩn độ bằng dung dịch KMnO
4
, màu của dung dịch tại điểm cuối: không màu
chuyển hồng nhạt bền 2 phút.
9.1.3. Kết quả
Tính nồng độ mol, nồng độ thể tích và nồng độ khối lượng của dung dịch mẫu H
2
O
2
.

Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích



24


9.2. Chuẩn độ dung dịch KMnO
4
bằng dung dịch Acid Oxalic
9.2.1. Nguyên tắc
9.2.1.1. Phản ứng chuẩn độ
Trong môi trường acid mạnh:
2MnO
4
-
+ 5 C
2
O
4
2-
+ 16 H
+
 2 Mn
2+
+ 10 CO
2
+ 8 H
2
O
E
0
MnO4
-
/Mn
2+

= 1,51 V
E
0
2CO2/C2O4
2-

= - 0,49 V
Đặc điểm :
- Phản ứng cần thực hiện trong môi trường acid, nhưng do tính khử mạnh của C
2
O
4
2-
nên chỉ tạo môi trường bằng H
2
SO
4
trong dung dịch loãng.
- Phản ứng ban đầu chậm, nhưng khi có Mn
2+
đóng vai trò xúc tác, phản ứng xảy ra
nhanh hơn.
- Phản ứng nhanh ở nhiệt độ 60
0C

nên cần đun dung dịch trước khi chuẩn độ, nhưng ở
nhiệt độ cao hơn, acid Oxalic có thể bị phân hủy cho ra CO
2
.
- Vận tốc phản ứng chậm, cần pha loãng dung dịch chuẩn độ và lắc mạnh khi chuẩn
độ
9.2.1.2. Định điểm cuối
Chất chỉ thị là chính ngay dung dịch KMnO
4
với lượng thừa ngay sau điểm tương
đương tạo dung dịch có màu hồng nhạt bền 2 phút.
9.2.2. Thực nghiệm
9.2.2.1. Hóa chất
- Dung dịch chuẩn acid Oxalic 0,05N
- Dung dịch H
2
SO
4
(1:5)
9.2.2.2. Cách tiến hành
- Buret: Dung dịch KMnO
4

- Erlen: Hút V ml dung dịch chuẩn acid Oxalic + khoảng 50ml nước + 5 ml dung
dịch H
2
SO
4
. Đun nhẹ dung dung dịch ở 60
0C


- Chuẩn độ bằng dung dịch KMnO
4
, màu của dung dịch tại điểm cuối: không màu
chuyển hồng nhạt bền 2 phút.
9.2.3. Kết quả
Tính nồng độ mol, nồng độ đương lượng của dung dịch KMnO
4

Tài liệu bạn tìm kiếm đã sẵn sàng tải về

Tải bản đầy đủ ngay

×

×