HÓA PHÂN TÍCH CƠ SỞ CHƯƠNG 3 PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ ACID-BAZ GV LẠI THỊ HIỀN

1. 1
Chương 3: PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ
ACID-BAZ
GV: Lại Thị Hiền
HÓA PHÂN TÍCH CƠ SỞ

2. Nội dung chương
Cơ sở và nguyên tắc của pp1
Đường cong chuẩn độ pH-V2
Dung dịch đệm3
Chuẩn độ đa axit4
Pha chế thiết lập nồng độ axit-bazo5

3. 3.1. Cơ sở và nguyên tắc của pp
 Dựa trên phản ứng:
H+ + OH- ⇋ H2O
 Trong quá trình chuẩn độ, pH của dung dịch
thay đổi theo lượng thuốc thử thêm vào
 Vì các axit và baz là những hợp chất không
màu nên muốn nhận biết điểm tương đương
phải dùng chất chỉ thị.
→ Chất chỉ thị axit - baz

4. Chất chỉ thị acid - baz
 Định nghĩa:
 Chất chỉ thị axit – bazơ là những axit hoặc bazơ yếu
 Dạng axit và dạng bazơ có màu sắc khác nhau.
 Màu sắc của chất chỉ thị thay đổi theo pH
 Ví dụ:
 Phenolphtathalein:
Methyl đỏ (MR):
Methyl da cam (MO)
Dưới 4,4 Trên 6,2
Dưới 3,1 Trên 4,4
Dưới 8,2 Trên 10,0

5. Ví dụ về chỉ thị

6. Khoảng chuyển màu của chất chỉ thị
HIn ⇋ H+ + In-
 pH của dd quyết định bởi tỷ số
 Vì HIn, In- có màu khác nhau, tỷ số này quyết định
màu sắc của dd
 Nhận được màu của HIn khi [HIn] = n[In-] (pH = pK –
lgn)
 Nhận được màu của In- khi [In-] = n[HIn] (pH = pK +
lgn)
][I
K.[HIn]
][H
[HIn]
]][I[H
K 



][
][

In
HIn

7. Khoảng chuyển màu của chất chỉ thị
 Khoảng pH đó gọi là khoảng chuyển màu của chất chỉ
thị
 Thông thường n = 10 nên
 Trong khoảng chuyển màu có một giá trị pH tại đó CCT
chuyển màu rõ nhất. Giá trị đó gọi là chỉ số chuẩn độ
của chất chỉ thị. Kí hiệu là pT
1 pKpH
Dung dịch
chỉ có màu HIn
[HIn] giảm
[In-] tăng
Dung dịch
chỉ có màu In-
Khoảng chuyển màu

8. 3.2.Đường cong chuẩn độ pH-V
Chuẩn độ acid mạnh- baz mạnh1
Chuẩn độ acid yếu- baz mạnh2
Chuẩn độ baz yếu- acid mạnh3
4

9. 9
Đường cong chuẩn độ pH-V là gì?
Đường cong chuẩn độ pH-V
là một đường cong logarit
biểu diễn sự
thay đổi của pH (trục tung)
của dung dịch chất nghiên
cứu vào lượng thuốc thử (%
V hay V) thêm vào trong quá
trình định phân.

10. 10
3.2.1.Chuẩn độ đơn acid mạnh bằng đơn baz mạnh
 Tổng quát: Chuẩn độ HA ( C0, V0) bằng BOH (C, V)
lượng baz thêm vào = lượng acid phản ứng
0 0
CV
F =
C V
• F = 0: Chưa thêm BOH
• F = 1: HCl hết, điểm tương đương
• F < 1: trước điểm tương đương
• F > 1: sau điểm tương đương
(F: Là tỉ số mol)
→Với mỗi giá trị của V có một giá trị của F tương ứng.

11. 11
3.2.1.Chuẩn độ đơn acid mạnh bằng đơn baz mạnh
 Tại điểm tương đương:
[H+] = [OH-]
 Nhân 2 vế với
0 0 0 0
0 0 0 0
C V C VCV CV
H OH
V V V V V V V V
 
             
0 0
0
- +CV C V
[OH ] - [H ]
V V

 

0
0 0
V V
C V


12. 12
3.2.1.Chuẩn độ đơn acid mạnh bằng đơn baz mạnh
 
 
- +0 0 0
0 0 0 0
- + 0
0 0
[OH ] - [H ]
1 [OH ] - [H ]
CV C V V V
C V C V
V V
F
C V
 


  
Chúng ta có:
2
2
+
+ 0
+
0 0
[H ]
1 [H ]
[H ]
H O
H O
K
OH
K V V
F
C V

   
  
    
 
Phương trình đường chuẩn độ

13. 13
3.2.1.Chuẩn độ đơn acid mạnh bằng baz mạnh
Biện luận:
 Khi F = 0, trong dung dịch chỉ có acid mạnh (chưa thêm BOH)
pH = -lgC0
 Khi F < 1, trong dung dịch [H+] khá lớn so với [OH-] có thể bỏ qua
[OH-] cạnh [H+], do đó:
 Sát điểm tương đương: trong dung dịch còn lại rất ít H+, [OH-] không
thể bỏ qua. Phương trình chuẩn độ giữ nguyên.
 Tại điểm tương đương:
F = 1 → [H+] = [OH-]
+ 0
0 0
V
1 [H ]
V
F
C V

  

14. 14
3.2.1. Chuẩn độ đơn acid mạnh bằng đơn baz mạnh
 Sau điểm tương đương, trong dung dịch có [OH-], lượng
[H+] không đáng kể
Chú ý: Tại điểm tương đương và sát điểm tương đương
C0V0 = CV
 
0 0 0
0 0
- + 0
0
1 [OH ] - [H ]
C V V C CV
V C V C
C C
F
CC
 
   

  
- 0
0 0
V
1 [OH ]
V
F
C V

 

15. 15
3.2.1. Chuẩn độ đơn acid mạnh bằng đơn baz mạnh
Ví dụ: chuẩn độ 100 ml HCl 0,1N bằng dung dịch NaOH 0,1N
VNaOH
thêm
F Công thức tính F pH
0
50
90
99
99,9
99,99
100
100,01
100,1
101
111
0
0,5
0,9
0,99
0,999
0,9999
1
1,0001
1,001
1,01
1,11
pH = -lgC0
Trước và xa điểm tương đương
Sát điểm tương đương
Điểm tương đương
Sát điểm tương đương
Sau và xa điểm tương đương
1
1,48
2,28
3,30
4,30
6,89
7
7,11
9,7
10,7
11,7

16. 16
Đường cong chuẩn độ (đường định phân)
Titration Curve for Strong Acid with Strong Base
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
0 10 20 30 40 50 60 70
Volume Base
pH
Chuẩn độ đơn acid mạnh bằng đơn baz
mạnh
Thể tích bazơ
100 120 14080604020

17. Đường cong chuẩn độ (đường định phân)
17
0
2
4
6
8
10
12
14
0 5 10 15 20 25 30 35
Đường chuẩn độ 50ml dd HCl 0.0005M bằng dd NaOH
0.001M (đường màu xám) và 50ml dd HCl 0.05M bằng
dd NaOH 0.1M (đường màu vàng)

18. 18
 Khi thêm NaOH vào, từ giá trị từ 0 đến 99,99 ml, pH của
dung dịch tăng rất chậm
 Trong khoảng rất hẹp từ 99,99 đến 100,01 pH của dung dịch
thay đổi rất mạnh, đường định phân rất dốc, đoạn dốc đó gọi
là bước nhảy của đường định phân.
 Với cùng một loại axit, bước nhảy phụ thuộc vào nồng độ.
Nồng độ axit càng lớn thì bước nhảy càng dài và ngược lại
 Vẽ đường định phân để biết được sự biến thiên của pH, xác
định được bước nhảy của đường định phân, với mục đích
chọn chất chỉ thị cho quá trình chuẩn độ
Nhận xét

19. 19
Nhận xét
 Chất chỉ thị thích hợp cho quá trình chuẩn độ là
chất chỉ thị có khoảng đổi màu nằm trong bước
nhảy của đường định phân.
 Ngoài việc vẽ đường định phân để tìm chất chỉ
thị chúng ta còn có thể chọn chất chỉ thị bằng
cách tính sai số

20. 20
Sai số chất chỉ thị
 Sai số chỉ thị do điểm cuối của qúa trình chuẩn độ không
trùng với điểm tương đương
→ S% = (F – 1)*100
G: giá trị gần đúng
D: giá trị đúng
0 0
0 0
% *100 *100cCV C VG D
S
D C V

 
•Tại điểm tương đương và sát điểm tương đương:
     100%
0
0


 
CC
CC
HOHS

21. 21
Sai số chất chỉ thị
Ví dụ: Tính sai số chỉ thị mắc phải khi chuẩn độ dung dịch
HCl 0,1N bằng dung dịch NaOH 0,1N nếu dùng chất chỉ thị có
pT = 5 và pT = 9.
Bài giải:
Phương trình chuẩn độ:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
 Tại điểm tương đương pH = 7
 Khi sử dụng chất chỉ thị có pT = 5 ( [H+ ] = 10-5), việc chuẩn
độ kết thúc
trước điểm tương đương

22. 22
Sai số chất chỉ thị
Qui ước:
Dấu “-”: việc chuẩn độ kết thúc trước điểm tương đương
Dấu “+”: việc chuẩn độ kết thúc sau điểm tương đương
Khi chuẩn độ với chất chỉ thị có pT = 9, [H+ ] = 10-9, việc
chuẩn độ kết thúc sau điểm tương đương:
 - 50
2
0
0,1 0,1
% [OH ] [ ] *100 10 *100 0,02%
0,1
C C
S H
C C
  
   
     %02,0100
1,0
1,01,0
10100% 2
5
0
0




 
CC
CC
HOHS

23. 23
Sai số chất chỉ thị
 Muốn sai số phép chuẩn độ không vượt quá 0,1%:
→ S = -0,001 ÷ +0,001
 Khi S = -0,001, chuẩn độ kết thúc trước điểm tương đương,
S% = (F – 1)*100
→ pHcuối = 4,3
 Khi S = + 0,001, chuẩn độ kết thúc sau điểm tương đương,
S% = (F – 1)*100
→ pHcuối = 9,7
 Như vậy muốn sai số của phép chuẩn độ thuộc khoảng trên
thì pH cuối của phép chuẩn phải thuộc khoảng 4,3 đến 9,7.
Chất chỉ thị có thể sử dụng có pT thuộc khoảng 4,3 đến 9,7.

24. 24
Chuẩn độ acid mạnh, baz mạnh

25. 3.2.2.Chuẩn độ axit yếu bằng baz mạnh
Ví dụ: Chuẩn độ dung dịch CH3COOH 0,1N bằng dd
NaOH 0,1 N
 Phản ứng chuẩn độ:
CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O
 Khi chưa thêm NaOH, dd chỉ có CH3COOH, pH của dd
được tính theo công thức:
 Khi thêm NaOH, dd tồn tại các chất: CH3COOH,
CH3COO-, có tính chất của hệ đệm, pH của dd tính theo
công thức:
 
1
lg
2
a apH pK C 

26. 3.2.2.Chuẩn độ axit yếu bằng baz mạnh
lg a
a
m
C
pH pK
C
 
 Tại điểm tương đương, dd chỉ còn CH3COO-, pH
của dd được tính theo công thức:
 Sau điểm tương đương, dd còn CH3COO- và NaOH
dư, pH của dd tính theo công thức:
pH = 14 + lg[OH-]
1
( lg )
2
b bpH pK C 

27. Nhận xét
 Điểm tương đương nằm
trong môi trường kiềm (pH >
8)
 Bước nhảy của đường
định phân ngắn hơn nhiều so
với khi chuẩn độ axm bằng
bzm
 Nồng độ các chất càng lớn
thì bước nhảy càng dài
 Chất chỉ thị thích hợp là PP

28. Chuẩn độ baz yếu bằng axit mạnh
Ví dụ: Chuẩn độ NH3 bằng HCl
 Phương trình phản ứng chuẩn độ:
NH3 + HCl → NH4Cl
 Khi chưa cho HCl, dung dịch chỉ có NH3, là một baz yếu, pH
của dd được tính theo công thức:
 Trước điểm tương đương, dd có NH3 dư, NH4
+, có tính chất
của dd đệm, pH của dd được tính theo công thức:
 
1
14 14 lg
2
b bpH pOH pK C    
lg b
b
m
C
pH pK
C
 

29. Chuẩn độ baz yếu bằng axit mạnh
 Tại điểm tương đương, dd có NH4
+, pH của dd tính theo
công thức:
 Sau điểm tương đương, dd có NH4
+, HCl dư, pH của dd:
pH = -lg [H+]
 
1
lg
2
a apH pK C 

30. Nhận xét
 Điểm tương đương
tại miền axit
 Chất chỉ thị thích
hợp nhất cho phép
chuẩn độ này là MR

31. 3.3. Dung dịch đệm
 Ví dụ cặp axit, bazơ liên hợp ?
 Dung dịch đệm ?
 Định nghĩa: dd đệm là những dd có pH thay đổi
rất ít khi thêm vào dd đó axit mạnh, bazơ mạnh
hoặc pha loãng dd.
 Giải thích?
 Lập công thức tính pH của dd đệm:
 Giả sử có dd đệm
HA, nồng độ Ca
NaA, nồng độ Cb

32.  Các cân bằng trong dung dịch:
HA ⇋ H+ + A-
H2O ⇋ H+ + OH-
 Pt hằng số Ka:
 Pt bảo toàn khối lượng:
[HA] + [A-] = Ca + Cb
→ [HA] = Ca + Cb – [A-] (2)
 Pt bảo toàn điện tích:
[Na+] + [H+] = [OH-] + [A-]
→ [A-] = [H+] + [Na+] - [OH-]
= [H+] + Cb - [OH-] (3)
][
]].[[
HA
AH
Ka

 (1)
3.3. Dung dịch đệm

33.  Từ (1), (2) và (3) có:
][][
][][
.][ 





OHHC
OHHC
KH
b
a
a
 Thường thì [H+] và [OH-] ≪ Ca và Cb nên:
b
a
a
C
C
KH .][ 
b
a
a
C
C
pKpH log
 Ví dụ: Tính pH của các dung dịch sau:
 CH3COOH 0,1M và CH3COONa 0,1M
 CH3COOH 0,3M và CH3COONa 0,1M
 NH4Cl 0,1M và NH3 0,1M
 NH4Cl 0,1M và NH3 0,3M
3.3. Dung dịch đệm

34.  Để thấy rõ tác dụng đệm của dung dịch, xét ví dụ:
 Ví dụ 1: pH của dung dịch CH3COOH 0,1M và
CH3COONa 0,1M thay đổi như thế nào khi thêm vào 1
lít dung dịch này:
 10-2 mol HCl
 10-2 mol NaOH
Nhận xét: dung dịch đệm có cân bằng
CH3COOH + H2O ⇋ CH3COO- + H3O+
Khi thêm vào dung dịch H+ hoặc OH- ???
3.3. Dung dịch đệm

35.  pH của dung dịch đệm:
b
a
a
C
C
pKpH log
= 4,75 - log1
= 4,75
 Khi thêm 10-2 mol HCl vào dung dịch:
HCl → H+ + Cl-
10-2 10-2
CH3COO- + H+ CH3COOH
Khi cân
bằng
0,1 – 10-2 10-2 0,1 + 10-2
66,4
09,0
11,0
log  apKpH
3.3. Dung dịch đệm

36.  Khi thêm 10-2 mol NaOH vào dung dịch:
NaOH → Na+ + OH-
10-2
10-2
CH3COOH + OH- CH3COO- + H2O
Cân
bằng
0,1 – 10-2 10-2 0,1 – 10-2
84,4
11,0
09,0
log  apKpH
Kết luận: Khi thêm vào 1 lít dung dịch đệm 0,01 mol HCl
hoặc NaOH thì pH của dung dịch thay đổi ± 0,09 đơn vị
Nếu thêm 0,01 mol HCl hoặc NaOH vào 1 lít nước thì pH
thay đổi ntn?
3.3. Dung dịch đệm

37.  Ví dụ 2: pH của dung dịch NH4Cl 0,1M và NH3
0,1M thay đổi ntn khi thêm vào dung dịch
10-3 mol HCl
10-3 mol KOH
 Ví dụ 3: pH của dung dịch NH4Cl 0,2M và NH3
0,2M thay đổi ntn khi thêm vào dung dịch
10-3 mol HCl
10-3 mol KOH
3.3. Dung dịch đệm

38. Analytical Chemistry 38
3.4.Chuẩn độ đa axit
Ví dụ: Chuẩn độ H3PO4 bằng dd NaOH