A. Giới thiệu phương pháp chuẩn độ kết tủa

Trong chuẩn độ kết tủa người ta xây dựng đường cong chuẩn độ là đường

biểu diễn sự phụ thuộc của – lg (Ag+) tức là P (Ag+) hay – lg (Cl–) tức là P (Cl–)

CV

vào tỉ số

(ký hiệu là P).

CoVo

– Để tính toán, thường sử dụng tích số tan điều kiện: Ks’ = [ Ag+ ]’[ Cl- ]’

Trong đó: [ Ag+ ]’ = Tổng nồng độ Ag+ chưa bò chuẩn độ

= [ Ag+ ] + [ AgOH ] = [ Ag+](1 + ηh-1)

1

1

= [ Ag+]

với α(Ag+) =

α(Ag+)

1+ηh-1

[ Cl– ]’ = [ Cl– ].

Ks

. Nếu trong dung dòch không có sự tạo phức phụ

α Ag+

khác thì α(Ag+) phụ thuộc pH của dung dòch. Để xây dựng đường cong chuẩn độ

người ta tính toán các giá trò [ Ag+ ]’ và [ Cl- ]:

– Từ đó ta có Ks’ =



– Theo đònh luật bảo toàn nồng độ ban đầu ta có:

CV

CAg+ =

= [ Ag+ ]’ + mAgCl (1)

V+Vo

CoVo

CCl - =

= [ Cl– ]’ + mAgCl (2)

V+Vo

trong đó mAgCl là số mol AgCl đã kết tủa trong một lít dung dòch. Từ (1) và (2) ta

có:

CV

CoVo

[ Ag+ ]’ – [ Cl- ]’ =

–

V+Vo

V+Vo

CoVo

ta sẽ thu được:

Chia cả hai vế cho

V+Vo

V+Vo

P–1

=

([ Ag+ ]’ – [ Cl– ]’)

CoVo

K's

thì phương

mà P – 1 = q (sai số của phép chuẩn độ) nên khi thay [ Cl– ]’ =

[Ag+ ]'

trình trên sẽ có dạng:

K's

V+Vo

q = ([ Ag+]’ –

+ )

[Ag ]' CoVo

– Đây là phương trình dùng để tính sai số tại một điểm bất kỳ trên đường

V+Vo

C+Co

cong chuẩn độ. Ở gần điểm tương đương thì

=

do đó phương trình

CoVo

C Co

sẽ có dạng:

K's

C+Co

)

q = ([ Ag+]’ –

[Ag+ ]' CCo

– Nếu q = + 0,2% thì bước nhảy chuẩn độ (BNCĐ) theo PCl– kéo dài từ

PCl– = 4 đến PCl– = 6 và theo PAg+ thì sẽ kéo dài từ PAg+ = 6 đến PAg+ = 4. Đường

cong chuẩn độ hoàn toàn đối xứng.

– Đường cong chuẩn độ có dạng:

54



Hình 14. Đường cong chuẩn độ Cl– bằng Ag+

– BNCĐ phụ thuộc nồng độ các chất chuẩn độ và tích số tan của hợp

chất ít tan được tạo ra trong phản ứng chuẩn độ ấy.

– Nếu phản ứng tạo hợp chất ít tan theo kiểu M:2A hay 2M:A thì đường

cong chuẩn độ không đối xứng qua điểm tương đương nữa.

III. CHỈ THỊ TRONG PHÉP ĐO BẠC

– Trong phép chuẩn độ xác đònh các ion halogenua bằng dung dòch Ag+

người ta có thể sử dụng dung dòch K2CrO4 (Phương pháp Mohr), dung dòch

Fluoretxein (Phương pháp Fajans), hay dung dòch ion Fe3+ (Fe(NH4)(SO4)2.12H2O

hay Fe(NO3)3) (Phương pháp Volhard).

B. PHẦN THỰC HÀNH

I. DÙNG PHƯƠNG PHÁP MOHR ĐỂ XÁC ĐỊNH NỒNG ĐỘ AGNO3

BẰNG DUNG DỊCH NACL CHUẨN

1. Nguyên tắc

- Đây là phương pháp chuẩn độ trực tiếp. Chuẩn độ NaCl bằng dung dòch

AgNO3. Phản ứng chuẩn độ xảy ra như sau:

NaCl + AgNO3 = AgCl + NaNO3

Phản ứng ion :



Ag+ + Cl– = AgCl ↓

2. Đường cong chuẩn độ và chọn chỉ thò

2.1. Đường cong chuẩn độ

P

(P =



Đường cong chuẩn độ biểu diễn sự phụ thuộc p Cl- (hay pAg+) theo giá trò

CV

) có dạng giống như trên hình 14.

CoVo



55



2.2. Chỉ thò

– Phương pháp Mohr do nhà hóa học Mohr đề xuất. Ông đề nghò sử dụng

dung dòch CrO4 2– làm chỉ thò để xác đònh các anion Br–, Cl– bằng dung dòch

chuẩn AgNO3 vì ion Ag+ tạo với CrO42– một kết tủa màu đỏ gạch. Kết tủa này

có độ tan lớn hơn độ tan của AgCl và AgBr. Nếu thêm vào dung dòch phân tích

một ít dung dòch chứa ion CrO42–có nồng độ thích hợp và chuẩn độ Cl– hoặc Br–

bằng dung dòch chuẩn AgNO3 thì AgCl hoặc AgBr sẽ kết tủa trước và đến khi

xuất hiện kết tủa Ag2CrO4 màu đỏ gạch thì Cl–hoặc Br– đã kết tủa hoàn toàn.

– Chúng ta có thể tính nồng độ của chỉ thò K2CrO4 để xuất hiện kết tủa

Ag2CrO4 đúng thời điểm tương đương. Theo lý thuyết của kết tủa phân đoạn, tại

thời điểm tương đương ta có hệ thức:

Ks(Ag2CrO4)

Ks(AgCl )

=

[ Cl-]

[CrO42- ]

Ks(Ag2CrO4)[ Cl- ]2

2[ CrO4 ] =

Ks 2 (AgCl )

– Tại điểm tương đương, nồng độ của ion Cl- có giá trò là: [ Cl- ] = 10-5 M

2.10-12.10-10

22nên nồng độ của ion CrO4 sẽ có giá trò là : [ CrO4 ] =

= 2.10-2 M

10-20

– Thường thường trong phép chuẩn độ ion Cl- bằng AgNO3 người ta dùng

K2CrO4 có nồng độ 5.10-3 M vì màu của CrO42- đậm quá sẽ cản trở phản ứng

chuẩn độ. Với nồng độ ion CrO42- như vậy, nồng độ của ion bạc [Ag+ ] để có kết

tủa Ag2CrO4 được tính theo phương trình phản ứng:

⎯⎯

→ Ag2CrO4

2Ag+ + CrO42– ←⎯

Ks -1 = (2.10-12)-1

⎯

C

4.10-5 5.10-3

[]

2x

(4,98.10-3+ x)

có giá trò là [ Ag+ ] = 2x = 2,2.10-5 mol-ion / lit.

– Độ nhạy của phản ứng phụ thuộc nhiều yếu tố nhưng quan trọng hơn cả

là nồng độ của chất chỉ thò, pH của dung dòch, và nhiệt độ.

• Độ chính xác của phép chuẩn độ phụ thuộc vào pH của dung dòch:

– Nếu giá trò pH của dung dòch thấp (pH< 8,02) thì kết tủa Ag2CrO4 sẽ bò

tan ra, còn nếu pH của dung dòch cao (pH ≥ 10,7) thì sẽ có kết tủa AgOH, như

vậy khoảng pH cần thiết là: 8,0 < pH < 10,0.

– Nếu môi trường chuẩn độ là axit (có giá trò pH nhỏ) thì phải thêm

NaHCO3 hay Na2B4O7.

– Nếu trong dung dòch có ion NH4+ thì phải chuẩn độ trong khoảng 6,5 <

pH < 7,2 vì nếu chuẩn độ ở pH cao hơn nữa thì sẽ tạo thành NH3 làm tan một

phần kết tủa Ag2CrO4, gây ra sai số chuẩn độ.

•



Khi nhiệt độ tăng thì độ tan của Ag2CrO4 tăng, làm giảm độ nhạy của phản

ứng.



Phương pháp Mohr được dùng để đònh phân Cl- và Br- chứ không dùng để đònh

phân I- và SCN- vì với các anion này sự hấp phụ xảy ra khá mạnh.

3. Cách tiến hành

56



Lấy chính xác 10,0 ml NaCl (đã biết nồng độ) cho vào bình tam giác 250

ml. Thêm vào bình trên 1ml dung dòch K2CrO4 2,5% và chuẩn độ bằng dung dòch

AgNO3 cho đến khi xuất hiện màu đỏ gạch nhạt. Ghi lại thể tích AgNO3 đã tiêu

tốn. Thí nghiệm phải được lặp lại ít nhất 3 lần. Tính V của AgNO3.

- Nồng độ của AgNO3 được tính theo công thức:

VNaCl . CN (NaCl)

CN(AgNO3) =

V AgNO3

II. ÁP DỤNG PHƯƠNG PHÁP FAJANS ĐỂ XÁC ĐỊNH NỒNG ĐỘ

AGNO3 BẰNG DUNG DỊCH NACL CHUẨN

1. Nguyên tắc

Đây là phép chuẩn độ trực tiếp NaCl bằng dung dòch AgNO3 chuẩn. Phản

ứng chuẩn độ xảy ra như sau:

NaCl + AgNO3 = AgCl + NaNO3

Ag+ + Cl– = AgCl ↓

2. Đường cong chuẩn độ và chọn chỉ thò

2.1. Đường cong chuẩn độ

– Đường cong chuẩn độ trong trường hợp này cũng giống như đường biểu

diễn trên hình vẽ số 14, thể hiện sự phụ thuộc giữa đại lượng p Cl- (hay pAg+)

theo giá trò P

CV

) với C, V là nồng độ và thể tích của ion Ag+, còn Co,Vo là nồng độ

CoVo

và thể tích của ion Cl–.

(P =



2.2. Chỉ thò

– Trong phương pháp Fajans người ta sử dụng một loại chất chỉ thò dựa

trên sự biến đổi màu của chất chỉ thò ấy khi bò hấp phụ vào bề mặt kết tủa tích

điện.

Ví dụ: Khi cho Fluoretxein vào dung dòch AgNO3 thì không có sự thay

đổi màu, nhưng trên bề mặt của AgCl, Ag+ thì Fluoretxein bò hấp phụ sẽ xuất

hiện màu hồng.

– Các chất chỉ thò hấp phụ thường dùng là Fluoretxein (là axit hữu cơ

yếu) và những dẫn xuất của nó như diclofluoretxein, tetrabromfluoretxein...

– Trong dung dòch Fluoretxein (Ký hiệu là HFI) có cân bằng phân li như



sau:



⎯⎯

→ H+ + FI–

HFI ←⎯

⎯



– Khi chuẩn độ NaCl bằng AgNO3, tại điểm cuối chuẩn độ sẽ có sự thay

đổi điện tích của kết tủa. Phản ứng chuẩn độ tạo kết tủa là:

AgNO3 + NaCl = AgCl ↓ + NaNO3

– Trước điểm tương đương kết tủa tích điện âm do trong dung dòch có dư

ion Cl :

–



57



AgCl, Cl– : Na+

– Sau điểm tương đương kết tủa tích điện dương do trong dung dòch có dư

ion Ag :

+



AgCl, Ag+ : NO3–

– Trước điểm tương đương chỉ thò Fluoretxein không bò hấp phụ vào kết

tủa, nhưng sau điểm tương đương thì có cân bằng trao đổi ion đối:

⎯⎯

→ AgCl, Ag+ : Fl– + NO3–

AgCl,Ag+ : NO3– + Fl– ←⎯

⎯



– Anion FI- bò hấp phụ vào bề mặt của kết tủa (AgCl, Ag+) và dưới tác

dụng của ion Ag+, anion FIX– bò phân cực và biến dạng, dẫn đến sự thay đổi

màu sắc từ vàng xanh sang hồng.

2.3. Những điểm cần chú ý

Độ chính xác của phép chuẩn độ dùng chỉ thò hấp phụ, phụ thuộc vào các

yếu tố chủ yếu là:

– Tính hấp phụ chọn lọc:

Yêu cầu của phép chuẩn độ là chất chỉ thò hấp phụ phải đổi màu ngay

sau khi đạt điểm tương đương (khi điện tích của kết tủa đổi dấu). Nếu chọn

không đúng chỉ thò, có thể xảy ra sự đổi màu trước tương đương hoặc sau tương

đương quá xa, điều này sẽ gây ra sai số.

Ví dụ: Nếu dùng Eosin làm chỉ thò thì nó sẽ đẩy ion Cl- ra khỏi kết tủa

và chiếm lấy vò trí của Cl- trước điểm tương đương dẫn đến sự đổi màu của chỉ

thò trước điểm tương đương.

⎯⎯

→ AgCl, FIBr–: Na+ + Cl–

AgCl, Cl–: Na+ + FIBr– ←⎯

⎯



– Ảnh hưởng của pH:

Chỉ thò màu bò hấp phụ ở dạng anion, nồng độ của dạng này phụ thuộc

vào pH của dung dòch. Do đó phải duy trì pH thích hợp, sao cho nồng độ của

anion màu đủ lớn để đảm bảo cho cân bằng hấp phụ chuyển dòch sang phải và

có sự đổi màu rõ rệt.

Fluoretxein là một axit rất yếu, do đó không thể chuẩn độ ở pH nhỏ hơn

7 vì khi đó chỉ thò tồn tại chủ yếu ở dạng không phân ly và khả năng bò hấp phụ

của nó bò hạn chế, mặt khác dạng axit của Fluoretxein cũng rất ít tan trong nước.

Tốt nhất nên chuẩn độ trong môi trường 7 ≤ pH ≤ 10.

– Tính chất của bề mặt kết tủa:

Sự hấp phụ phụ thuộc nhiều vào bề mặt của tướng rắn. Nếu kết tủa bò

đông tụ khi chuẩn độ thì chỉ thò hấp phụ sẽ kém tác dụng. Cần tránh sự có mặt

của các ion kim loại đa hóa trò (ví dụ :Al3+, Fe3+...) bởi các ion này dễ dàng tạo

đông tụ kết tủa, có thể cho thêm vào hỗn hợp chuẩn độ chất bảo vệ chống đông

tụ như gelatin, dextrin... và không chuẩn độ các dung dòch quá đặc vì sự đông tụ

sẽ xảy ra dễ dàng hơn (tốt nhất nên chuẩn độ trong khoảng nồng độ C ≤

0,025N).



58



3. Cách tiến hành

– Hút chính xác 10,0 ml NaCl chuẩn (đã biết nồng độ) cho vào bình tam

giác 250 ml. Thêm vào bình trên 7-8 giọt chỉ thò Fluoretxein và chuẩn độ bằng

dung dòch AgNO3 cho đến khi xuất hiện màu hồng nhạt. Ghi lại thể tích AgNO3

tiêu tốn. Thí nghiệm phải được lặp lại ít nhất 3 lần. Tính giá trò V AgNO3.

– Nồng độ của AgNO3 được tính theo công thức:

VNaCl . CN (NaCl)

CN(AgNO3) =

V AgNO3

III. XÁC ĐỊNH HÀM LƯNG Cl- TRONG MẪU THEO PHƯƠNG PHÁP

VOLHARD

1. Nguyên tắc

– Phản ứng chuẩn độ : Muốn xác đònh hàm lượng ion Cl- theo phương

pháp Volhard ta tiến hành theo phương pháp chuẩn độ ngược: Cho chất cần

chuẩn (ion Cl-) phản ứng với một lượng xác dònh Ag+ lấy dư. Phản ứng tạo ra kết

tủa AgCl và còn dư Ag+.

Cl– + Ag+ = AgCl ↓ + Ag+ còn dư.

– Chuẩn độ Ag+ dư bằng dung dòch SCN– chuẩn:

Ag+ + SCN– = AgSCN ↓

2. Đường cong chuẩn độ và chọn chỉ thò

2.1. Đường cong chuẩn độ

– Đường cong chuẩn độ trong trường hợp này biểu diễn sự phụ thuộc giữa

CV

Số đương lượng SCN+

pAg theo P (P =

=

). Trong trường hợp này

Tổng số đương lượng Ag+ dư

CoVo

tỉ số đương lượng cũng là tỉ số mol bởi vì nồng độ mol của các chất phản ứng

bằng nồng độ đương lượng của chúng. Dạng đường cong chuẩn độ giống như

dạng của đường cong chuẩn độ ion Cl– bằng Ag+, hình số 14.

2.2. Chọn chỉ thò

Cơ sở của phương pháp Volhard là dựa vào phản ứng chuẩn độ ion Ag+

bằng dung dòch ion SCN– dùng Fe3+ làm chỉ thò. Tại điểm cuối chuẩn độ, khi dư

một giọt SCN– sẽ xuất hiện màu đỏ của ion Fe(SCN)2+.

– Ưu điểm của phương pháp này là có thể chuẩn độ ở môi trường axit,

điều không thể thực hiện được với phương pháp Mohr do hạn chế bởi độ tan của

Ag2CrO4.

– Chỉ thò thường dùng là dung dòch bão hòa phèn sắt (III) (công thức là

Fe(NH4)(SO4)2.12H2O) có nồng độ là 1,0 mol / lit (hay dung dòch Fe(NO3)3 có

nồng độ 2 M), với mục đích làm sao khi thêm một lượng xác đònh chỉ thò vào

dung dòch chuẩn độ thì bảo đảm sự xuất hiện màu rõ khi lượng dư của dung dòch

SCN– chỉ là một hay hai giọt.

SCN– :



– Kết quả tính toán theo phương trình phản ứng tạo phức giữa Fe3+ và



59



⎯⎯

→ Fe(SCN)2+

Fe3+

+

SCN– ←⎯

β= 103,03

⎯

C

10-2

10-5

∆C

-(10-5 - x)

-(10-5 - x)

(10-5 -x)

[ ] 10-2 - 10-5 + x

x

10-5- x

cho thấy màu sẽ xuất hiện khi nồng độ của FeSCN2+ = 7.10-6 M và nồng độ của

SCN– = 3.10-6 M.



Những điểm cần chú ý:

Độ chính xác của phương pháp Volhard phụ thuộc:

− Chuẩn độ Ag+ bằng SCN– thì trước tương đương, kết tủa hấp phụ

AgNO3 tạo nên AgSCN,Ag+: NO3– nên có thể màu đỏ của phức Fe3+ với SCN–

(là phức FeSCN2+) sẽ xuất hiện trước tương đương. Để tránh sai số này, ở điểm

cuối chuẩn độ ta phải lắc mạnh dung dòch chuẩn độ.

− Khi xác đònh hàm lượng Cl– phải thêm AgNO3 dư để kết tủa hết AgCl,

sau đó chuẩn độ Ag+ dư bằng SCN– (dùng Fe3+ chỉ thò, tạo nên FeSCN2+ đỏ).



Do độ tan của AgCl lớn hơn của AgSCN nên tại điểm cuối chuẩn độ có

thể có phản ứng:

AgCl



⎯⎯

→

←⎯

⎯



Ag+



Ag+



+



SCN–



⎯⎯

→ AgSCN

←⎯

⎯



AgCl



+



SCN–



⎯⎯

→ AgSCN +

←⎯

⎯



+



Cl–



Ks = 10-10

Ks-1 =



Cl–



K



=



1012

102



Do đó để có được màu đỏ của FeSCN2+ người chuẩn độ sẽ thêm dư

SCN- và gây nên sai số. Để tránh điều đó ta có thể:

– Lọc bỏ AgCl khỏi dung dòch chuẩn độ, hoặc có thể thêm một hợp chất

hữu cơ không trộn lẫn với H2O (ví dụ: nitro benzen) để ngăn chặn AgCl tan ra.

– Tăng nồng độ ion chỉ thò là Fe3+, tuy nhiên nếu nồng độ của Fe3+ tăng

lên thì sẽ ảnh hưởng đến màu của dung dòch.

3. Cách tiến hành

– Chúng ta có thể chuẩn độ trực tiếp ion Cl- bằng ion Ag+ theo phương

pháp Volhard bằng cách thêm vào dung dòch chuẩn độ một lượng xác đònh

FeSCN2+ (nồng độ khoảng 7.10-6 M) đủ để xuất hiện màu đỏ của chỉ thò và

chuẩn độ bằng dung dòch Ag+ cho đến khi màu đỏ biến mất. Khi tính kết quả thì

phải hiệu chỉnh lượng Ag+ đã cho dư để tạo kết tủa đồng thời AgSCN.

– Khi chuẩn độ ion I– bằng phương pháp Volhard thì phải cho dư Ag+

trước khi cho Fe3+ vì có thể có phản ứng oxi hoá khử xảy ra giữa Fe3+ và I–:

⎯⎯

→ Fe2+ + I2

Fe3+ + I– ←⎯

⎯



– Phương pháp Volhard tiến hành trong môi trường axit để tránh sự thủy

phân của ion Fe3+, nồng độ axit (HNO3) không nhỏ hơn 0,3M.



60



Phân tích mẫu:

– Thêm nước cất vào bình đònh mức đựng mẫu phân tích có chứa ion Clcho đến vạch (100 ml). Lấy chính xác 10,0 ml dung dòch phân tích ở bình đònh

mức trên cho vào bình tam giác 250 ml. Thêm vào 15,0 ml dung dòch AgNO3

(nồng độ đã biết). Lắc đều, thêm tiếp 5 ml HNO3 6M và 1 ml dung dòch Fe3+ (1

ion -g/l). Chuẩn độ dung dòch thu được bằng dung dòch NH4SCN 0,1N cho đến

khi xuất hiện màu đỏ nhạt của Fe(SCN)2+. Ghi lại thể tích NH4SCN đã tiêu tốn.

Thí nghiệm cần lặp lại ít nhất 3 lần. Tính thể tích trung bình V NH4SCN

– Hàm lượng ion Cl- trong mẫu phân tích được tính theo công thức sau:

a(Cl-) =



[(VAgNO3 CAgNO3) – ( V



SCN- CSCN-)] x



100 x 35.5



Vch.độ .1000



(g/mẫu)



IV. XÁC ĐỊNH HÀM LƯNG ION Cl- TRONG NƯỚC MÁY THÀNH PHỐ

THEO PHƯƠNG PHÁP MOHR

– Lấy 100 ml nước máy cho vào bình tam giác 250 ml. Thêm 2,5 ml

K2Cr2O4 2,5%. Lắc đều và chuẩn độ bằng dung dòch AgNO3 cho đến khi xuất

hiện màu đỏ gạch nhạt. Ghi lại thể tích AgNO3 đã tiêu tốn. Thí nghiệm cần lặp

lại 3 lần. Tính thể tích trung bình V AgNO3.

– Hàm lượng ion Cl– trong một lít nước máy được tính theo công thức:

a(Cl -) =



V



AgNO3 CAgNO3



100



61



x 35.5



(g/lít)



BÀI 9:

CHUẨN ĐỘ PHỨC CHẤT



Nội dung chính:

• Giới thiệu phương pháp chuẩn độ complexon.

• Phần thực hành:

∗ Áp dụng phương pháp chuẩn độ complexon xác đònh nồng độ của EDTA

chuẩn.

∗ Chuẩn độ complexon xác đònh hàm lượng hỗn hợp Canxi và magiê trong

mẫu.

∗ Xác đònh độ cứng của nước máy thành phố.

-------------------------------------------------



A. GIỚI THIỆU PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ COMPLEXON

– Phản ứng tạo phức có rất nhiều nhưng số phản ứng tạo phức được dùng

để đònh lượng bằng phương pháp thể tích không nhiều, bởi vì phần lớn các phản

ứng này không thỏa mãn yêu cầu chung của phân tích thể tích là phải xảy ra với

tốc độ lớn, xảy ra hoàn toàn, đúng tỷ lượng và không có phản ứng phụ.

– Trong chuẩn độ complexon, chất tạo phức được sử dụng là axit

etylendiamin tetraaxetic (còn gọi là complexon II hay là EDTA). Axit

etylendiamin tetraaxetic có công thức :

HOOC-H2C

CH2-COOH

HOOC-H2C



N– CH2 – CH2 –N



CH2-COOH



– ký hiệu thường dùng là H4Y.

10,26.



– EDTA là một axit 4 nấc, có pK1 = 2,0; pK2 = 2,67; pK3 = 6,16; pK4 =



– EDTA ít tan trong nước do đó thường dùng muối natri của nó, ký hiệu

là Na2 H2Y, đây là complexon III. (vẫn quen gọi là EDTA)

I. SỰ TẠO PHỨC CỦA COMPLEXON III VỚI CÁC ION KIM LOẠI

Complexon III (Na2H2Y) t an trong nước tốt hơn axit

etylendiamintetraaxetic (H4Y), nó tạo phức được với hầu hết các ion kim loại và

trong hầu hết các trường hợp đều theo tỉ lệ 1:1.

– Phản ứng tạo phức :

⎯⎯

→ MY(n-4)+ với hằng số tạo phức β.

Mn+ + Y4 –

←⎯

⎯

– Hằng số tạo phức β phụ thuộc vào nhiều yếu tố, trong đó có bản chất

của ion kim loại M n+ (ion kim loại tạo phức với ion Y4 –) và môi trường.



62



– Chuẩn độ complexon thường được tiến hành trong môi trường có các

chất tạo phức phụ để duy trì một giá trò PH xác đònh, ngăn ngừa sự kết tủa

hroxit của ion kim loại.

II. ĐƯỜNG CONG CHUẨN ĐỘ

Giả sử ta chuẩn độ V0 ml ion M (để đơn giản ta không ghi điện tích) có

nồng độ C0 mol / l bằng dung dòch EDTA có nồng độ C mol / l và thể tích tiêu

tốn là V ml.

C0V0

= [M]’ + [MY]’

CM =

V0 + V

CV

CY =

= [Y]’ + [MY]’

V0 + V

CV – C0V0

[Y]’ – [M]’ = CM – CY =

V + V0

C0V0

và tổ hợp các hệ thức, ta có:

Chia hai vế cho

V0 + V

V0 + V

q = P – 1 = ([Y]’– [M]’)

.

C0V0

CV

P=

(phản ứng xảy ra theo tỷ lệ 1:1 nên vẫn dùng tỷ số mol thay tỷ số

C0V0

đương lượng).

q - sai số chuẩn độ.

V+V0

– Trước tương đương: p <1, [M]’ > [Y]’ thiếu chuẩn độ, q = – [M]’

C0V0

V +V0

– Sau tương đương: p >1, [M]’ < [Y]’ thừa chuẩn độ, q = [Y]’

C0V0

– Tại tương đương: q = 0 nên ta được:

1 CC0

[M]’ =

β‘ C + C0

– Đường cong chuẩn độ các ion kim loại M bằng dung dòch complexon

III (Na2H2Y) biểu diễn sự phụ thuộc của đại lượng p M theo P, thường có dạng

như sau:



H.15. Đường cong chuẩn độ ion kim loại Mn+ bằng Na2H2Y



63