Download Methods & Equipment for Identifying Chemical Composition: Acid-Base Titration Overview and more Thesis Chemistry in PDF only on Docsity!
HÓA PHÂN TÍCH
Năm học: 2012 – 2013
Giáo viên: Nguyễn Quốc Thắng
ĐT: thangdhcntphcm@gmail.com
NỘI DUNG CHƯƠNG TRÌNH
1. PHÂN BỐ CHƯƠNG TRÌNH
2. TÀI LIỆU THAM KHẢO
3. KẾ HOẠCH THI VÀ PHÂN BỐ ĐIỂM
4. ĐỀ CƯƠNG BÀI GIẢNG
1. PHÂN BỐ CHƯƠNG TRÌNH
Nội dung Số tiết
Chương 1: Đại cương về Hoá phân tích
4
Chương 2 : Phương pháp phân tích thể tích 18
Chương 3 : Phương pháp phân tích trọng lượng 5
Chương 4 : Xử lý thống kê kết quả thực nghiệm 3
Tổng cộng: 30
2. TÀI LIỆU THAM KHẢO
- Trần Tứ Hiếu, Hoá học phân tích , NXB ĐH QG HN,
- Nguyễn Thạc Cát, Từ Vọng Nghi, Đào Hữu Vinh, Cơ sở
lý thuyết hoá phân tích , NXB Giáo dục, 1996.
- Hoàng Minh Châu, Từ Văn Mặc, Từ Vọng Nghi, Cơ sở
hoá học phân tích, NXB khoa học và kỹ thuật, Hà Nội,
- Từ Vọng Nghi, Hoá học phân tích, Phần 1 , NXB
ĐHQGHN
3. KẾ HOẠCH THI VÀ PHÂN BỐ ĐIỂM
ĐIỂM
ĐIỂM GIỮA KỲ (20%)
ĐIỂM CUỐI KỲ (60%)
ĐIỂM THƯỜNG KỲ (20%)
Chương 1 :
ĐẠI CƯƠNG VỀ HOÁ PHÂN TÍCH
Phân biệt hai khái niệm
Hoá học phân tích Phân tích hoá học
1. 1. Giới thiệu về Hoá phân tích
là một bộ môn khoa học có
nhịêm vụ nghiên cứu các
phương pháp phân tích, các
phương tiện phân tích, các
quy trình phân tích để xác
định thành phần hoá học (và
trong một chừng mực nào
đó, để xác định cấu trúc hoá
học) của các chất.
Phân tích hoá học là một dịch
vụ thử nghiệm, tiến hành theo
những quy trình phân tích
thích hợp cho từng loại mẫu
thử, từng loại thành phần, để
cung cấp các thông tin cụ thể
về thành phần hoá học (cấu
trúc hoá học) của mẫu thử.
→“Hoá học phân tích“ chính là sở lý thuyết của “Phân tích
hoá học”
Phân loại trong hoá phân tích
Phương
pháp
phân tích
Theo lượng
chất khảo
sát
Theo trạng
thái chất
khảo sát
Theo hàm
lượng chất
khảo sát
1. 1. Giới thiệu về Hoá phân tích
1. 2. Các khái niệm và định luật cơ bản trong dung
dịch chất điện ly
1.2.1. Lý thuyết sự điện ly – Độ điện ly
1.2.2. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu
1.2.3. Nồng độ và hoạt độ
1.2.4. Định luật tác dụng khối lượng với dung dịch điện ly
1.2.1. Lý thuyết sự điện ly – Độ điện ly
Chất có liên kết ion / cộng hoá trị có cực
Dung môi phân cực
Phân ly hoàn toàn hoặc 1 phần thành
các ion trái dấu dưới dạng solvat hoá
Chất
điện
ly
Quá
trình
điện ly
Bản
chất
dung
môi
Bản
chất
chất
tan
Nhiệt
độ
1. 2. Các khái niệm và định luật cơ bản trong dung
dịch chất điện ly
1.2.1. Lý thuyết sự điện ly – Độ điện ly
1. 2. Các khái niệm và định luật cơ bản trong dung
dịch chất điện ly
1.2.1. Lý thuyết sự điện ly – Độ điện ly
+ Các acid vô cơ: HCl, HBr, HI, HClO 4
, HNO
3 ,
H
2
SO
4
(nấc 1)
+ Các baz kiềm và kiềm thổ
+ Hầu hết các muối
- Chất điện ly yếu hoặc trung bình
1. 2. Các khái niệm và định luật cơ bản trong dung
dịch chất điện ly
1.2.2. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu – Hằng số
phân ly K
- Biểu diễn trạng thái các chất điện ly trong dung dịch
+ Chất điện ly mạnh.
+ Chất điện ly yếu lg K; pK
c
1. 2. Các khái niệm và định luật cơ bản trong dung
dịch chất điện ly
1.2.3. Nồng độ và hoạt độ
1. 2. Các khái niệm và định luật cơ bản trong dung
dịch chất điện ly
Nồng độ cân
bằng: [ ] là
nồng độ các
chất tham gia
phản ứng ở
trạng thái cân
bằng.
Các loại nồng độ mol/lít,
nồng độ đương lượng
Nồng độ
ban đầu: C
là nồng độ
của chất
trước khi
tham gia
phản ứng.
Nồng độ
gốc: C
0
là
nồng độ của
chất trước
khi đưa vào
hỗn hợp
phản ứng.
1.2.3. Nồng độ và hoạt độ
1. 2. Các khái niệm và định luật cơ bản trong dung
dịch chất điện ly
Nồng độ phần triệu (Cppm)
1 triệu gam
dung dịch
Nồng độ phần tỉ (Cppb)
1 tỉ gam
dung dịch
Là khối lượng (g) chất tan
1.2.3. Nồng độ và hoạt độ
1. 2. Các khái niệm và định luật cơ bản trong dung
dịch chất điện ly
Định luật bảo toàn proton
Viết biểu thức định luật bảo toàn proton cho các hệ
- Nước nguyên chất: mức không H 2
O
H
2
O ⇌ H
→ [H
] = [OH
- ]
- DD HCl: mức không HCl, H 2
O
HCl → H
H
2
O ⇌ H
→ [H
] = [Cl
- ] + [OH - ]
- DD chứa hh CH 3
COOH C
1
M và HCl C 2
M
Mức không CH 3
COOH, HCl, H 2
O
HCl → H
CH
3
COOH ⇌ CH
3
COO
H
2
O ⇌ H
→ [H
] = [Cl
COO
→ [H
] = C 2
+ C
1
– [CH
3
COOH] + [OH
Định luật bảo toàn proton
Viết biểu thức định luật bảo toàn proton cho hệ
COONa C 1
M và NaOH C 2
M
CH
3
COONa → CH 3
COO
C
1
C
1
NaOH → Na
C
2
C
2
Mức không: CH 3
COO
O
CH
3
COO
⇌ CH 3
COOH (1)
H
2
O ⇌ H
→ [H
] = [OH
– [CH
3
COOH]
Định luật bảo toàn proton
Viết biểu thức định luật bảo toàn proton cho hệ
COOH C
1
M và CH 3
COONa C 2
M
CH
3
COONa → CH 3
COO
C
2
C
2
Mức không: CH 3
COOH và H 2
O
CH
3
COOH ⇌ CH
3
COO
(1)
H
2
O ⇌ H
→ [H
] = [OH
COO
Mức không: CH 3
COO
O
CH
3
COO
⇌ CH 3
COOH (1)
H
2
O ⇌ H
→ [H
] = [OH
COOH] - C
1
Định luật bảo toàn nồng độ đầu
Nồng độ ban đầu của 1 cấu tử bằng tổng nồng độ cân bằng
của các dạng tồn tại của cấu tử đó trong dung dịch
Viết biểu thức định luật bảo toàn nồng độ ban đầu cho:
- H
3
PO
4
CM
H
3
PO
4
⇌ H
PO
4
H
2
PO
4
2 -
HPO
4
2 - ⇌ H
3 -
C = [H
3
PO
4
] + [H
2
PO
4
2 - ] + [PO 4
3 - ]
CO
3
CM
Na 2
CO
3
→ 2Na
2 -
CO
3
2 -
⇌ HCO 3
HCO
3
⇌ H 2
CO
3
C = [H
2
CO
3
] + [HCO
3
2 - ]
Tổ hợp cân bằng
Giả sử có cân bằng sau
- Biểu diễn cân bằng theo chiều nghịch
K
2
A
a
B
a
E
e D
d
1
− 1
Biểu thức ĐL TDKL
eE + dD ⇌ aA + bB
aA + bB ⇌ eE + dD
K
1
E
e D
d
A
a B
b
CH
3
COOH ⇌ CH
3
COO
K 1
𝐶𝐻 3
𝐶𝑂𝑂
− (H
)
𝐶𝐻 3 𝐶𝑂𝑂𝐻
CH
3
COO
⇌ CH
3
COOH K
2
(𝐶𝐻 3 𝐶𝑂𝑂𝐻)
𝐻
(𝐶𝐻 3
𝐶𝑂𝑂
− )
1
− 1
1. 2. Các khái niệm và định luật cơ bản trong dung
dịch chất điện ly
**- Nhân cân bằng với thừa số n
3
4
⇌ H
4
−
𝐾 𝑎
2
4
−
⇌ H
2 −
𝐾 𝑎 2
4
2 −
⇌ H
3 −
𝐾 𝑎 3
3
4
⇌ 3H
3 −
𝐾 = 𝐾 𝑎
𝑎
𝑎
5x Fe
2+ − 1 𝑒 ⇌ Fe
3+ 𝐾 1
4
−
2+
O 𝐾
2
5Fe
2 +
−
+8H
⇌ 5Fe
3+
2 +
O K = (K
1
5
. K 2
1. 2. Các khái niệm và định luật cơ bản trong dung
dịch chất điện ly
1. 3. Pha chế dung dịch
1. 3. 1. Pha dung dịch có nồng độ mol/L (C
M
1. 3. 2. Pha dung dịch có nồng độ đương lượng C
N
1. 3. 3. Pha dung dịch có nồng độ phần trăm thể tích
(C%)
1. 3. 4. Pha dung dịch có nồng độ phần trăm khối
lượng
1. 3. 5. Pha dung dịch có nồng độ C
ppm
Pha chế dung dịch
- Đối với chất rắn
- Đối với chất lỏng
nồng độ mol/l (C
M
) nồng độ đương lượng (C
N
1. 3. Pha chế dung dịch
2.1.1. Nguyên tắc của phương pháp và các khái niệm cơ bản
2.1.2. Yêu cầu đối với phản ứng chuẩn độ
2.1.3. Phân loại các phương pháp chuẩn độ và kỹ thuật chuẩn
độ
2.1.4. Các bước thực hiện của một quy trình phân tích bằng
phương pháp thể tích
2.1.5. Tính toán kết quả trong phương pháp phân tích thể tích
2.1. Cơ sở lý thuyết và nguyên tắc của phương pháp
phân tích thể tích
- Nguyên tắc của phương pháp
2.1.1. Nguyên tắc của phương pháp và các khái niệm
cơ bản
Đo thể tích dung dịch thuốc thử đã biết trước nồng
độ chính xác (được gọi là dung dịch chuẩn) được
thêm từ buret vào một thể tích chính xác dung dịch
chất định phân để tác dụng vừa đủ với chất định
phân
- Nguyên tắc của phương pháp
Chất chuẩn
Dung dịch
chất định
phân
Sự
chuẩn độ
Chất
chỉ thị
Chất chuẩn gốc
Chất chuẩn gốc:
- Chất thuộc loại phân tích hoặc tinh khiết
hoá học
- Thành phần hoá học đúng với một công
thức xác định kể cả nước kết tinh
- Chất gốc và dung dịch của nó phải bền
- Khối lượng mol phân tử càng lớn càng
tốt
2.1.1. Nguyên tắc của phương pháp và các khái niệm
cơ bản
Chất chỉ thị
Chất chỉ thị là chất có cơ cấu phân tử biến đổi theo nồng
độ một ion trong dung dịch và sự biến đổi đó có thể nhận
ra bằng một dấu hiệu đặc trưng nào đó (thường là màu
hoặc kết tủa).
Chất chỉ thị pH hay chỉ thị acid-bazơ
Chất chỉ thị oxi hóa khử
Chất chỉ thị nồng độ ion
Chất chỉ thị hấp phụ
2.1.1. Nguyên tắc của phương pháp và các khái niệm
cơ bản
Điểm cuối
Điểm tương
đương
Đường cong
chuẩn độ
2.1.1. Nguyên tắc của phương pháp và các khái niệm
cơ bản
kết thúc
chuẩn độ
thêm lượng
thuốc thử tác
dụng với toàn
bộ chất định
phân
biến thiên nồng độ
của một cấu tử nào
đó trong quá trình
chuẩn độ theo lượng
thuốc thử thêm vào
2. 1. 2. Yêu cầu cho phản ứng chuẩn độ
- Phản ứng chuẩn độ phải có tính chọn lọc.
- Phản ứng chuẩn độ phải có vận tốc lớn.
- Phản ứng chuẩn độ phải xảy ra theo đúng tỉ lệ hợp
thức của phương trình chuẩn độ.
- Phải lựa chọn được chất chỉ thị thích hợp để xác
định điểm cuối chuẩn độ với sai số cho phép.
- Phương pháp acid – baz: dựa trên phản ứng giữa acid
và baz để định lượng trực tiếp acid, baz, muối.
- Phương pháp kết tủa: dựa trên phản ứng tạo hợp chất
ít tan.
- Phương pháp phức chất: dựa trên phản ứng tạo phức
giữa chất cần phân tích và thuốc thử.
- Phương pháp oxi hoá – khử: dựa trên phản ứng giữa
chất oxi hoá và chất khử.
2. 1. 3. Phân loại các phương pháp chuẩn độ và kỹ
thuật chuẩn độ
Phân loại theo bản chất của phản ứng chuẩn độ
Độ chuẩn T
R
Độ chuẩn theo chất xác
định (T
R/X
số gam chất X phản
ứng vừa đủ với 1 mL
dung dịch chuẩn là T
R
số gam chất R có
trong 1 mL dung
dịch chuẩn R
𝑅
2. 1. 5. Tính toán kết quả trong phương pháp
phân tích thể tích
F là tỉ số giữa số milimol chất chuẩn R
đã thêm vào số milimol chất X ban đầu
Tỉ phần chuẩn độ F
2. 1. 5. Tính toán kết quả trong phương pháp
phân tích thể tích
mẫu dạng rắn
nồng độ g/L
mẫu dạng lỏng
nồng độ C%
mẫu dạng lỏng
ĐL đương lượng
2. 1. 5. Tính toán kết quả trong phương pháp
phân tích thể tích
2.2. Cân bằng của phản ứng acid - baz và phương pháp
chuẩn độ acid - baz
2. 2. 1. Cân bằng của phản ứng acid - baz trong dung
dịch nước
2. 2. 2. Phương pháp chuẩn độ acid – baz
2. 2. 1. Cân bằng của phản ứng acid – baz trong dung
dịch nước
2.2.1.1. Định nghĩa về acid – baz
2.2.1.2. Cân bằng của nước – Thang pH
2.2.1.3. Quan hệ giữa K a
và K b
của một cặp acid – baz liên hợp
2.2.1.4. pH trong các hệ acid – baz
2.2.1.1. Định nghĩa về acid - baz
Theo Arrhenius Theo Brönsted và Lowry
Acid phân li thành
H
, baz phân ly
thành OH
Acid có khả năng
nhường proton H
,
baz nhận H
Ví dụ:
Acid + H 2
O H
3
O
Baz + H 2
O acid + OH
HCl + H 2
O H
3
O
NH
3
+ H
2
O NH
4
Ví dụ:
HCl H
NaOH Na
2.2.1.2. Cân bằng của nước – Thang pH
Nước là một dung môi lưỡng tính
H
2
O + H
2
O H
3
O
Chỉ số hoạt độ ion hidro: pH = - lg(H
)
Với dung dịch loãng: pH = - lg[H
]; pOH = - lg[OH
pH + pOH = 14
pH của các môi trường:
- Môi trường acid: pH < 7
- Môi trường trung tính: pH = 7
- Môi trường baz: pH > 7
2.2.1.3. Quan hệ giữa K
a
và K
b
của 1 cặp acid – baz
liên hợp
Acid + H 2
O Baz liên hợp
+ H
3
O
K a
Baz + H 2
O Acid liên hợp
+ OH
K
a
càng lớn thì
K
b
càng nhỏ
→Acid càng mạnh K a
càng lớn
→ Baz càng mạnh K b
càng lớn
- Nếu acid không quá yếu và nồng độ tương đối lớn,
nên [H
] >> [OH
>> [H
] ⟹ [H
] = K a
𝐶 𝑎
𝐻
⟹ [H
]
2 = K a
. C
a
= 𝐾 𝑎
𝑎
≈ [H
] ⟹ Giải phương trình: [H
] = K a
𝐶 𝑎 − 𝐻
𝐻
- Nếu acid quá yếu và nồng độ tương đối nhỏ, nên [H
] ≈[OH
phải giải phương trình (1)
= 𝐾 𝑎
𝑎
−
− 𝑂𝐻
−
pH của hệ đơn acid yếu, đơn baz yếu
Ví dụ:
Tính pH của dung dịch CH 3
COOH 0.1M, pK a
Giả sử acid không quá yếu và nồng độ tương đối lớn,
nên [H
] >> [OH
Giả sử C a
>> [H
] (2)
[H
] = 𝐾 𝑎
𝑎
− 4. 75 𝑥0. 1 = 10
thoả mãn cả (1) và (2)
⟹ pH = 2.
pH của hệ đơn acid yếu, đơn baz yếu
Ví dụ:
Tính pH của dung dịch acid salyxilic 10
Giả sử acid không quá yếu và nồng độ tương đối lớn,
nên [H
] >> [OH
Giả sử C a
>> [H
] (2)
[H
] = 𝐾 𝑎
𝑎
− 3 𝑥 10
− 3 = 10
không thoả mãn ( 2 )
Nên phải giải lại phương trình [H
] = K a
𝐶 𝑎 − 𝐻
𝐻
[H
]
2
.[H
] – C a
.K
a
= 0 ⟹ [H
] = 6.18 x 10
pH của hệ đơn acid yếu, đơn baz yếu
Dung dịch đơn baz yếu NaA C b
Mô tả cân bằng:
NaA → Na
H
2
O H
(1) A
O HA + OH
ĐL BTP: [𝐻
] = [OH
- ] - [HA] ⟹ [HA] = [OH - ] − [𝐻
]
ĐL BT NĐĐ:
C
b
= [HA] + [A
- [HA] = C
b
- [OH
]
ĐLTDKL K
b
𝐻𝐴 OH
−
𝐴
−
⟹ [𝑂𝐻
− ] = 𝐾 𝑏
𝐴
−
𝐻𝐴
⟹
− = 𝐾 𝑏
𝑏
−
− − 𝐻
pH của hệ đơn acid yếu, đơn baz yếu
- Nếu baz không quá yếu và nồng độ tương đối lớn,
nên [OH
]
>> [OH
𝐶 𝑏
𝑂𝐻
−
⟹ [OH
2 = K b
. C
b
− = 𝐾 𝑏
𝑏
≈ [OH
- ] ⟹ Giải phương trình: [OH - ] = K b
𝐶 𝑏 − 𝑂𝐻
−
𝑂𝐻
−
Nếu baz quá yếu và nồng độ tương đối nhỏ, nên [OH
] ≈[H
],
phải giải phương trình (2)
− = 𝐾 𝑏
𝑏
−
− − 𝐻
pH của hệ đơn acid yếu, đơn baz yếu
Ví dụ:
Tính pH của dung dịch NH 3
0.1M, pK b
Giả sử baz không quá yếu và nồng độ tương đối lớn,
nên [OH
] (1)
Giả sử C b
>> [OH
[OH
𝑏
− 4. 75 𝑥0. 1 = 10
thoả mãn cả (1) và (2)
⟹ pOH = 2.88 ⟹ pH = 11.
pH của hệ đơn acid yếu, đơn baz yếu
Ví dụ: Tính pH của dung dịch CH 3
COONa 10
⟹ pK b
Giả sử baz không quá yếu và nồng độ tương đối lớn,
nên [OH
] (1)
Giả sử C b
>> [OH
[OH
𝑏
− 3 𝑥 10
− 4. 75 = 10
nhưng không thoả mãn ( 2 )
Nên phải giải lại phương trình [OH
𝐶 𝑏
− 𝑂𝐻
−
𝑂𝐻
−
[OH
2
.[OH
.K
b
= 0 ⟹ [OH
⟹ pOH = 6.12 ⟹ pH = 7.
pH của hệ đơn acid yếu, đơn baz yếu
Dung dịch đệm là dung dịch có thể điều chỉnh sao
cho pH của hệ không hoặc ít thay đổi bất kể quá trình
hoá học có giải phóng hay thu nhận proton.
gồm hỗn hợp 1 acid yếu và
baz liên hợp với nó
dung dịch muối acid của
đa acid
Dung dịch đệm
Đệm acid:
CH
3
COOH /
CH
3
COONa
Đệm baz:
NH
3
/ NH
4
Cl
Dung dịch đệm - pH của dung dịch đệm
Dung dịch đa acid:
Nếu K 1
>> K
2
; K
3
;…; K
w
. Xem như 1 đơn acid yếu có nồng độ C a
hằng số phân ly acid K 1
VD: tính pH của dung dịch H 3
PO
4
0.01 M, có K 1
= 7.6x
6.2x
= 4.2x
Vì K 1
>> K
2
; K
3
; K
w
nên có thể xem như aicd yếu 1 nấc.
[H
] = 7.6x10−3 x 0.01 = 8.7x
- 3 không nhỏ hơn nhiều so với
C
a
Giải pt: [H
]
2
. [H
] – K a
C
a
= 0 ⟹[H
] = 5.7x
= 𝐾 𝑎
𝑎
−
− 𝑂𝐻
−
pH của dung dịch đa acid, đa baz
Dung dịch đa baz: Mô tả cân bằng:
A
n-
O OH
1 - n K b
HA
1 - n
O OH
A
2 - n K b
H
2
A
2 - n
O OH
A
3 - n K b
H
n- 1
A
O OH
A K
bn
(n)
H
2
O H
Nếu K b
>>K
b
;K
b
;…; K
w
. Xem như 1 đơn baz và tính theo
pH của dung dịch đa acid, đa baz
pH của dung dịch chứa hỗn hợp acid hoặc hỗn hợp baz
Hỗn hợp acid mạnh HY C 1
và acid yếu HA C 2
HY → H
C
1
C
1
HA ⇌ H
C C
2
C
1
pl x x x
[] C
2
K
a
C
1
C
2
− x
= 𝐶 1
+ K
a
C
2
C
1
Tham khảo
pH của dung dịch chứa hỗn hợp acid hoặc hỗn hợp baz
Hỗn hợp acid yếu HA 1
C
1
có
K
a
và acid yếu HA 2
C
2
K
a
Nếu K a
.C
1
>> K
a
.C
2
>>K
w
Chọn cb acid HA 1
làm cb chính
Nếu K a
.C
1
K
a
.C
2
>>K
w
= 𝐾 𝑎
1
−
− 𝑂𝐻
−
= 𝐾 𝑎
1
𝑎
2
Tham khảo
pH của dung dịch chứa hỗn hợp acid hoặc hỗn hợp baz
Hỗn hợp baz mạnh AOH C 1
và baz yếu NaA C 2
AOH → A
C
1
C
1
C
2
C
2
A
O ⇌ HA + OH
C C
2
0 C
1
pl x x x
[] C
2
K
b
C
1
C
2
− x
Tham khảo
pH của dung dịch chứa hỗn hợp acid hoặc hỗn hợp baz
Hỗn hợp baz yếu NaA 1
C
1
có
K
b
và baz yếu NaA 2
C
2
K
b
Nếu K b
.C
1
K
b
.C
2
>>K
w
Nếu K b
.C
1
>> K
b
.C
2
>>K
w
Chọn cb baz NaA 1
làm cb
chính
−
= 𝐾 𝑏
1
−
− − 𝐻
Tham khảo
2.2.2. Phương pháp chuẩn độ acid - baz
2. 2. 2. 1. Cơ sở lý thuyết và nguyên tắc của phương
pháp
2. 2. 2. 2. Chỉ thị acid – baz
2. 2. 2. 3. Các phương pháp chuẩn độ acid – baz
2. 2. 2. 4. Ví dụ định lượng bằng phương pháp chuẩn
độ acid – baz
2.2.2.1. Cơ sở lý thuyết và nguyên tắc của phương pháp
Phương
pháp
chuẩn
độ acid
- baz
phản ứng trao đổi proton
thoả mãn yêu cầu phản ứng chuẩn độ
acid mạnh (HCl, H
2
SO
4
) để chuẩn độ baz
NaOH, KOH, NH
3
muối cacbonat, …
baz mạnh (NaOH, KOH) để chuẩn độ acid
HCl, H
2
SO
4
CH
3
COOH, muối amoni, …
Dùng chỉ thị có màu thay đổi theo pH
Đường cong chuẩn độ theo pH
