



















Study with the several resources on Docsity
Earn points by helping other students or get them with a premium plan
Prepare for your exams
Study with the several resources on Docsity
Earn points to download
Earn points by helping other students or get them with a premium plan
Community
Ask the community for help and clear up your study doubts
Discover the best universities in your country according to Docsity users
Free resources
Download our free guides on studying techniques, anxiety management strategies, and thesis advice from Docsity tutors
An overview of various methods, instruments, and procedures used to determine the chemical composition, specifically focusing on acid-base titration. Topics covered include the concepts of molarity, equivalence points, and the role of indicators. Acid-base titration methods discussed include acid-base neutralization, acid-base indicator methods, and redox titration. The document also includes examples and diagrams to illustrate the concepts.
Typology: Thesis
1 / 27
This page cannot be seen from the preview
Don't miss anything!
Năm học: 2012 – 2013
Giáo viên: Nguyễn Quốc Thắng
ĐT: thangdhcntphcm@gmail.com
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
lý thuyết hoá phân tích , NXB Giáo dục, 1996.
hoá học phân tích, NXB khoa học và kỹ thuật, Hà Nội,
Chương 1 :
ĐẠI CƯƠNG 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”
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
1.2.1. Lý thuyết sự điện ly – Độ điện ly
1.2.1. Lý thuyết sự điện ly – Độ điện ly
+ Các acid vô cơ: HCl, HBr, HI, HClO 4
3 ,
2
4
(nấc 1)
+ Các baz kiềm và kiềm thổ
+ Hầu hết các muối
- Chất điện ly yếu hoặc trung bình
1.2.2. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu – Hằng số
phân ly K
+ Chất điện ly mạnh.
+ Chất điện ly yếu lg K; pK
c
1.2.3. Nồng độ và hoạt độ
0
1.2.3. Nồng độ và hoạt độ
1.2.3. Nồng độ và hoạt độ
Viết biểu thức định luật bảo toàn proton cho các hệ
2
] = [OH
HCl → H
2
] = [Cl
1
M và HCl C 2
Mức không CH 3
COOH, HCl, H 2
HCl → H
3
3
2
] = [Cl
] = C 2
1
3
Viết biểu thức định luật bảo toàn proton cho hệ
COONa C 1
M và NaOH C 2
3
COONa → CH 3
1
1
NaOH → Na
2
2
Mức không: CH 3
3
⇌ CH 3
2
] = [OH
3
Viết biểu thức định luật bảo toàn proton cho hệ
1
M và CH 3
COONa C 2
3
COONa → CH 3
2
2
Mức không: CH 3
COOH và H 2
3
3
(1)
2
] = [OH
Mức không: CH 3
3
⇌ CH 3
2
] = [OH
1
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:
3
4
3
4
4
2
4
2 -
4
2 - ⇌ H
3 -
3
4
2
4
2 - ] + [PO 4
3 - ]
3
Na 2
3
→ 2Na
2 -
3
2 -
H
⇌ HCO 3
3
⇌ H 2
3
2
3
3
2 - ]
Tổ hợp cân bằng
Giả sử có cân bằng sau
- Biểu diễn cân bằng theo chiều nghịch
2
a
B
a
e D
d
1
− 1
Biểu thức ĐL TDKL
eE + dD ⇌ aA + bB
aA + bB ⇌ eE + dD
1
e D
d
a B
b
3
3
K 1
𝐶𝐻 3
𝐶𝑂𝑂
− (H
)
𝐶𝐻 3 𝐶𝑂𝑂𝐻
3
3
2
(𝐶𝐻 3 𝐶𝑂𝑂𝐻)
𝐻
(𝐶𝐻 3
𝐶𝑂𝑂
− )
1
− 1
**- Nhân cân bằng với thừa số n
3
4
4
−
𝐾 𝑎
2
4
−
⇌ H
2 −
𝐾 𝑎 2
4
2 −
⇌ H
3 −
𝐾 𝑎 3
3
4
3 −
𝐾 = 𝐾 𝑎
𝑎
𝑎
5x Fe
2+ − 1 𝑒 ⇌ Fe
3+ 𝐾 1
4
−
8𝐻
5𝑒 ⇌ Mn
2+
2
5Fe
2 +
−
+8H
⇌ 5Fe
3+
2 +
1
5
. K 2
M
N
ppm
M
N
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
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
Chất chuẩn
Dung dịch
chất định
phân
Sự
chuẩn độ
Chất
chỉ thị
Chất chuẩn gốc:
hoá học
thức xác định kể cả nước kết tinh
tốt
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
Điểm cuối
Điểm tương
đương
Đường cong
chuẩn độ
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
thức của phương trình chuẩn độ.
định điểm cuối chuẩn độ với sai số cho phép.
và baz để định lượng trực tiếp acid, baz, muối.
ít tan.
giữa chất cần phân tích và thuốc thử.
chất oxi hoá và chất khử.
R
R/X
R
𝑅
mẫu dạng rắn
nồng độ g/L
mẫu dạng lỏng
nồng độ C%
mẫu dạng lỏng
ĐL đương lượng
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
Theo Arrhenius Theo Brönsted và Lowry
Acid phân li thành
, baz phân ly
thành OH
Acid có khả năng
nhường proton H
,
baz nhận H
Ví dụ:
Acid + H 2
3
Baz + H 2
O acid + OH
HCl + H 2
3
3
2
4
Ví dụ:
HCl H
NaOH Na
Nước là một dung môi lưỡng tính
2
2
3
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:
a
b
Acid + H 2
O Baz liên hợp
3
K a
Baz + H 2
O Acid liên hợp
a
càng lớn thì
b
càng nhỏ
→Acid càng mạnh K a
càng lớn
→ Baz càng mạnh K b
càng lớn
nên [H
] >> [OH
] ⟹ [H
] = K a
𝐶 𝑎
𝐻
]
2 = K a
a
= 𝐾 𝑎
𝑎
] ⟹ Giải phương trình: [H
] = K a
𝐶 𝑎 − 𝐻
𝐻
] ≈[OH
phải giải phương trình (1)
= 𝐾 𝑎
𝑎
−
− 𝑂𝐻
−
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
] (2)
] = 𝐾 𝑎
𝑎
− 4. 75 𝑥0. 1 = 10
thoả mãn cả (1) và (2)
⟹ pH = 2.
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
] (2)
] = 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
]
2
] – C a
a
] = 6.18 x 10
Dung dịch đơn baz yếu NaA C b
Mô tả cân bằng:
NaA → Na
2
] = [OH
]
b
b
]
b
𝐻𝐴 OH
−
𝐴
−
− ] = 𝐾 𝑏
𝐴
−
𝐻𝐴
⟹
− = 𝐾 𝑏
𝑏
−
𝐻
− − 𝐻
nên [OH
]
𝐶 𝑏
𝑂𝐻
−
2 = K b
b
− = 𝐾 𝑏
𝑏
𝐶 𝑏 − 𝑂𝐻
−
𝑂𝐻
−
] ≈[H
],
phải giải phương trình (2)
− = 𝐾 𝑏
𝑏
−
𝐻
− − 𝐻
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
𝑏
− 4. 75 𝑥0. 1 = 10
thoả mãn cả (1) và (2)
⟹ pOH = 2.88 ⟹ pH = 11.
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
𝑏
− 3 𝑥 10
− 4. 75 = 10
nhưng không thoả mãn ( 2 )
Nên phải giải lại phương trình [OH
𝐶 𝑏
− 𝑂𝐻
−
𝑂𝐻
−
2
b
⟹ pOH = 6.12 ⟹ pH = 7.
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:
3
3
COONa
Đệm baz:
3
4
Cl
Dung dịch đa acid:
Nếu K 1
2
3
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
4
0.01 M, có K 1
= 7.6x
6.2x
= 4.2x
Vì K 1
2
3
w
nên có thể xem như aicd yếu 1 nấc.
] = 7.6x10−3 x 0.01 = 8.7x
a
Giải pt: [H
]
2
] – K a
a
] = 5.7x
= 𝐾 𝑎
𝑎
𝑂𝐻
−
− 𝑂𝐻
−
Dung dịch đa baz: Mô tả cân bằng:
n-
1 - n K b
1 - n
2 - n K b
2
2 - n
3 - n K b
n- 1
bn
(n)
2
Nếu K b
b
b
w
. Xem như 1 đơn baz và tính theo
Hỗn hợp acid mạnh HY C 1
và acid yếu HA C 2
1
1
2
1
pl x x x
2
a
1
2
− x
= 𝐶 1
a
2
1
Tham khảo
pH của dung dịch chứa hỗn hợp acid hoặc hỗn hợp baz
Hỗn hợp acid yếu HA 1
1
có
a
và acid yếu HA 2
2
a
Nếu K a
1
a
2
w
Chọn cb acid HA 1
làm cb chính
Nếu K a
1
a
2
w
= 𝐾 𝑎
1
−
− 𝑂𝐻
−
= 𝐾 𝑎
1
𝑎
2
Tham khảo
Hỗn hợp baz mạnh AOH C 1
và baz yếu NaA C 2
1
1
2
2
2
1
pl x x x
2
b
1
2
− x
Tham khảo
Hỗn hợp baz yếu NaA 1
1
có
b
và baz yếu NaA 2
2
b
Nếu K b
1
b
2
w
Nếu K b
1
b
2
w
Chọn cb baz NaA 1
làm cb
chính
−
= 𝐾 𝑏
1
−
𝐻
− − 𝐻
Tham khảo
2.2.2. Phương pháp chuẩn độ acid - baz
- baz
2
4
3
2
4
3