HOA PHAN TICH [revised].ppt

CBGD : TS. GVC. HOÀNG THỊ HUỆ AN
Bộ môn HÓA, ĐH Nha Trang
Bài giảng
HÓA PHÂN TÍCH
(ANALYTICAL CHEMISTRY

1.1. NỘI DUNG, VAI TRÒ, YÊU CẦU CỦA MÔN HỌC
a) Nội dung : nghiên cứu phương pháp xác định thành phần định
tính / định lượng của các cấu tử trong đối tượng phân tích.
Cấu tử : ion, nguyên tử, phân tử, nhóm chức…
Định tính : nhận biết sự có mặt của cấu tử nào đó trong mẫu phân
tích dựa vào tính chất hóa học hay vật lý đặc trưng (màu, mùi, dạng
tinh thể, hiệu ứng vật lý,…)
Định lượng : xác định hàm lượng cấu tử nghiên cứu trong mẫu
phân tích.
Chương 1.
ĐẠI CƯƠNG VỀ HÓA PHÂN TÍCH

b) Vai trò của hóa phân tích : ứng dụng trong nhiều lĩnh vực
- khoa học-kỹ thuật : hóa học, sinh học, thực phẩm, dược phẩm,
y học, môi trường, nông hóa thổ nhưỡng, địa chất, vật liệu, khảo
cổ, pháp y,…
- sản xuất : công nghiệp thực phẩm, dược phẩm, xử lý môi
trường,…
c) Yêu cầu đối với người học :
- lý thuyết : nắm vững các tính toán về nồng độ, nguyên tắc và
khả năng ứng dụng của các phương pháp phân tích  vận dụng
- thực hành : nắm vững kỹ năng thao tác ; cẩn thận, kiên trì,
chính xác; báo cáo số liệu trung thực

PT ĐIỆN HÓA :
• Đo thế
• Đo độ dẫn điện
• Đo điện lượng
• Điện khối lượng
• Cực phổ/Volt-Amper
PHƯƠNG PHÁP PHÂN TÍCH ĐỊNH LƯỢNG
PP HÓA HỌC
(PP PT cổ điển)
PP HÓA LÝ
(PP PT công cụ/ PP PT hiện đại)
PT THỂ TÍCH
(PP CHUẨN ĐỘ) :
• Acid - baz
• Phức chất
• Kết tủa
• Oxy hóa-khử
PT KHỐI LƯỢNG
PT QUANG :
• Phân tử
• Nguyên tử
• Hấp thụ
• Phát xạ
PT SẮC KÝ :
• Sắc ký
• Điện di
1.2. PHÂN LOẠI CÁC PP PT ĐỊNH LƯỢNG - LỰA CHỌN PP :

TIÊU CHÍ LỰA CHỌN PHƯƠNG PHÁP PHÂN TÍCH :
- hàm lượng cấu tử phân tích (đa lượng, vi lượng, vết ?)
Cấu tử đa lượng(%X= 0,1- 100%)  PP PT hóa học
Cấu tử vi lượng (%X = 0,01 – 0,1%)  PP PT công cụ
Cấu tử vết : (%X = 10-7% - 0,01%)  PP PT công cụ
độ nhạy cao
Cấu tử siêu vết (%X < 10-7%)  PP PT công cụ
độ nhạy rất cao
- Yêu cầu về độ đúng, độ chính xác, độ nhạy của phương
pháp
- Điều kiện trang thiết bị phân tích
- Thời gian, chi phí phân tích

Xác định vấn đề
Thu mẫu đại diện
Xử lý mẫu
Đo mẫu
Xử lý số liệu – Tính kết quả
Kết luận
- Chọn PP phân tích
- PP xử lý mẫu
- Kế hoạch PT (Thu mẫu ? Đo mẫu ?)
Theo nguyên tắc thống kê :
“Thành phần của mẫu tiêu biểu
cho toàn bộ đối tượng phân tích”
Mẫu  dạng thích hợp cho
việc thực hiện quá trình phân tích:
(hòa tan mẫu; loại bỏ cấu tử cản trở;
làm giàu cấu tử phân tích)
Áp dụng pp phân tích  số liệu pt
- Xử lý số liệu PT (toán thống kê)
- Tính kết quả và sai số
-Kết luận về vấn đề phân tích
1.3. CÁC GIAI ĐOẠN CỦA MỘT QUY TRÌNH PHÂN TÍCH

1.4. YÊU CẦU VỀ HÓA CHẤT DÙNG TRONG
HÓA PHÂN TÍCH
Tinh khiết phân tích (PA ; AR) :
99,90 % ≤ X ≤ 99,99 %
Tinh khiết hóa học (CP):
99,990 % ≤ X ≤ 99,999 %
Tinh khiết quang học (đặc biệt) :
99,9990 % ≤ X ≤ 99,9999 %
Chú ý : Không dùng hóa chất kỹ thuật (X ≤ 99 %) !

1.5. MỘT SỐ KIẾN THỨC ĐẠI CƯƠNG CẦN THIẾT
1.5.1 . Nồng độ dung dịch – Pha chế dung dịch
1.5.1.1. Các loại nồng độ thông dụng trong Hóa PT
a) Nồng độ mol (C ; M = mol/L) : số mol chất tan có trong
1 lít dung dịch


V
M
m
V
n
C A
A
A
.


V
C
M
m
n A
A
A .


V
M
C
m A
A .
.


b) Nồng độ đương lượng (N ; N = đlg/L) : số đương lượng gam
chất tan có trong 1 lít dung dịch
V
Đ
m
V
n
N
A
A
A
A 

V
N
Đ
m
n A
A
A .


V
Đ
N
m A
A
A .
.


 Cách tính đương lượng gam của một chất :
z thay đổi theo phản ứng mà A tham gia
 Phản ứng trung hòa :
A là acid : z = số ion H+/ 1 phân tử A bị trung hòa
A là baz : z = số ion OH-/ 1 phân tử A bị trung hòa
Phản ứng trao đổi ion :
z = số điện tích/1 phân tử A trao đổi
Phản ứng oxy hóa – khử :
z = số electron/ 1 phân từ A cho hay nhận trong p/ứng
z
M
Đ A
A 

c) Nồng độ phần trăm (%P) :
%P (w/w) : số gam chất tan/100 gam dung dịch
%P(w/w) thường cho kèm theo khối lượng riêng dung dịch ([d] = g/mL)
%P(w/v) : số gam chất tan/100 mL dung dịch
%P (v/v) : số mL chất tan (lỏng)/100 mL dung dịch
%
100
.
)
/
(
%
dd
ct
m
m
w
w
P 
%
100
.
)
/
(
%
dd
ct
V
m
v
w
P 
%
100
.
)
/
(
%
dd
ct
V
V
v
v
P 

d) Độ chuẩn :
TA (g/mL) : số gam chất A / 1 mL dung dịch
e) Độ chuẩn của chất A theo chất X cần định phân
TA/X (g/mL) : số gam chất X tương đương với 1 mL dd A
f) Độ pha loãng (D) : tỷ số giữa thể tích của chất lỏng đặc
với thể tích dung môi dùng để pha loãng
Ví dụ : HCl 1:4 (v/v)
g) ppm, ppb, ppt
 ppm (part per million) :
Mẫu dd : 1 ppm (w/v)= 1mg/L = 1g/mL
Mẫu rắn : 1 ppm (w/w)= 1mg/kg = 1g/g
 1 ppb = 1/1000 ppm ; 1 ppt = 1/1000 ppb

1.5.1.2. Công thức chuyển đổi nồng độ
Trường hợp Công thức Ghi chú
CA ↔ NA
ĐA = Ma/z
%P(w/w) (C hay N) d : kl riêng
dd P(w/w)
%P(w/w)  %P(w/v) %P(w/v) = %P(w/w).d
(CA hay NA)  TA
(CA hay NA)  TA/X
CA hay NAppm (w/v) ppm (w/v) = CAMA.103
= NA.ĐA.103
1000
.
)
/
(
/
X
A
X
A
Đ
N
mL
g
T 
1000
.
)
/
( A
A
A
Đ
N
mL
g
T 
A
A C
z
N .

M
Pd
C
10

Đ
Pd
N
10


1.5.1.3. Pha chế dung dịch :
a) Pha loãng dung dịch :
 Pha loãng dung dịch nồng độ tính theo đơn vị thể tích
(C, ; N ; %P (w/v) ; %P(v/v) ; TA; TA/X ; ppm, ppb, ppt)
Dung dịch C1  V2 mL dung dịch C2
V1 (mL) : thể tích dung dịch C1 cần dùng
C1V1 = C2V2 
Ví dụ : Pha chế 100 mL HCl 0,02 N từ dd HCl 0,1 N
VHCl 0,1 N = ……………………
1
2
2
1 .
C
C
V
V 

 Pha loãng dung dịch P%(w/w)
Dung dịch P1 (d1)  V2 mL dung dịch P2
Quy tắc đường chéo :
m1 DD1 : P1 P2
P2 
mH2O H2O : 0 P1– P2
 
Bài tập : Hãy pha chế 500 mL NH4OH 10% (w/w) từ dung dịch
NH4OH đặc 25% (w/w) có d = 0,91 g/mL.
2
1
2
2
1
P
P
P
m
m
O
H 

2
1
2
2
1
1.
P
P
P
V
d
V
O
H 
 









2
1
2
1
2
1 1
P
P
P
d
V
V
O
H

b) Pha chế dung dịch chuẩn :
 Dùng chất gốc :
Chất gốc là chất rắn, dạng tinh thể hạt nhỏ, thỏa mãn các yêu cầu :
-Tinh khiết phân tích (PA; AR) / tinh khiết hóa học (CP) :
% tạp chất =0,01 – 0,02%
-Thành phần hóa học ứng với một công thức phân tử xác định
- Bền trong không khí
- Phân tử lượng càng lớn càng tốt
Cách pha chế V (L) dung dịch chuẩn gốc có nồng độ C (hay N) :
- Dùng cân phân tích để cân lượng chất gốc tính theo công thức :
m = C.M.V hay : m = N.Đ.V
- Hòa tan toàn bộ lượng chất gốc trên vào V (L) nước cất
(dùng bình định mức) (VIDEO)

• Dùng ống chuẩn : Hòa tan toàn bộ lượng chất trong ống
chuẩn vào 1 L nước cất (dùng bình định mức)
Ví dụ : Ống chuẩn Na2S2O3 N/10  pha được 1 L Na2S2O3 0,1N
• Pha chế dung dịch chuẩn thứ cấp (từ hóa chất không phải
là chất gốc) :
Cần pha V (L) dd chuẩn có nồng độ C (hay N)
- Tính lượng hóa chất cần dùng (m hay V)
- Lấy lượng hóa chất trên dư 5 -10% so với lượng tính toán (cân
hay dùng ống đong thể tích). Hòa tan trong V (L) nước cất.
- Chuẩn độ dung dịch vừa pha chế bằng dung dịch chuẩn gốc
thích hợp
- Pha loãng dung dịch vừa pha chế để được dung dịch có nồng độ
đúng như đã yêu cầu

Pha chế dung dịch chuẩn
a) Pha từ chất gốc
b) Pha từ ống chuẩn

Một số dụng cụ thông dụng
trong hóa phân tích

Một số dụng cụ thông dụng trong hóa phân tích (Các loại pipet)

1.5.2. Tính pH dung dịch acid – baz :
1.5.2.1. Acid - baz theo quan điểm Brönsted :
Acid : cho H+ ; Baz : nhận H+
A H+ + B  A/B : cặp acid – baz liên hợp
Phản ứng trao đổi proton : A1 + B2 B1 + A2
1.5.2.2. Hằng số acid (Ka) – Hằng số baz Kb – Quan hệ giữa Ka
và Kb của một cặp acid-baz liên hợp :
Hằng số acid :
A H+ + B 
Hằng số baz :
B + HOH A + OH- 
Đối với 1 cặp acid-baz liên hợp :
Ka.Kb = 10-14 hay : pKa + pKb = 14
const
A
B
H
Ka 


]
[
]
].[
[
const
B
A
OH
Kb 


]
[
]
].[
[

1.5.2.2. Tính pH của một số dung dịch acid – baz :
a) Dung dịch acid mạnh (hay baz mạnh) :
• Dung dịch acid mạnh : HA (Ca)
 pH = - lg Ca (đk : Ca ≥10– 6 M)
• Dung dịch baz mạnh : BOH (Cb)
 pH = 14 + lg Cb (đk : Cb ≥10– 6 M)
b) Dung dịch đơn acid yếu (hay đơn bay yếu) :
• Dung dịch đơn acid yếu (Ca; Ka) :
(đk : Ca≥10 -6 M ; 10-3 ≥ Ka≥10 -10)
Dung dịch đơn baz yếu (Cb ; Kb) :
(đk : Cb ≥10-6 M ; 10-3 ≥ Kb ≥10 -10)
a
a K
C
H .
]
[ 

b
b K
C
OH .
] 


c) Dung dịch đệm :
Thành phần : acid yếu + baz yếu liên hợp
Tính chất : pH dung dịch đệm ít thay đổi khi :
- thêm acid mạnh hay baz mạnh (với lượng không lớn)
- pha loãng
Ứng dụng : tạo ra môi trường có pH ổn định, thích hợp cho
phản ứng xảy ra
Công thức tính pH : Dd đệm gồm HA (Ca, Ka) + A- (Cb)
hay :
Bài tập : 10 mL CH3COOH 0,2 M + 30 mL CH3COONa 0,1 M.
Tính pH dung dịch thu được. Cho: pKCH3COOH = 4,75
b
a
a
C
C
K
H .
]
[ 











b
a
a
C
C
pK
pH lg

d) Hỗn hợp acid yếu và baz yếu không liên hợp :
HA1 (Ca) + NaA2 (Cb)
KHA1: hằng số acid của HA1 ; KHA2 : hằng số acid của HA2
Chỉ xét trường hợp : Ca = Cb
Khi đó :
Bài tập : Tính pH của các dung dịch sau :
a) NH4Cl 0,01 M + HCOONa 0,01 M
Cho : pKNH4OH = 4,75 ; pKHCOOH = 3,74
b) NaHCO3 0,1 M
H2CO3 có : pKa1 = 6,35 ; pKa2 = 10,34
 
2
1
2
1
HA
HA pK
pK
pH 


e) Dung dịch đa acid yếu, đa baz yếu và muối của chúng :
• Dung dịch đa acid yếu :
Cho đa acid yếu HnA (C0 ; Ka1; Ka2; … Kan)
Nếu Ka1>> Ka2>> … >> Kan thì :
• Dung dịch đa baz yếu :
Cho đa baz yếu B(OH)n (C0 ; Kb1; Kb2; … Kbn)
Nếu Kb1>> Kb2>> … >> Kbn thì :
1
0.
]
[ a
K
C
H 

1
0.
]
[ b
K
C
OH 


• Dung dịch muối của đa acid yếu :
Muối acid : áp dụng công thức
Ví dụ : Tính pH của các dung dịch :
a) NaH2PO4 0,1 M ; b) Na2HPO4 0,1 M
Cho : H2PO4 có pKa1 = 2,12 ; pKa2 = 7,21 ; pKa3 = 12,36
Giải :
a) pH = ½ (pKa1 + pKa2) = 4,67
b) pH = ½ (pKa2 + pKa3) = 9,79
 
2
1
2
1
HA
HA pK
pK
pH 


Muối trung hòa :
Ví dụ : Tính pH của dung dịch Na2CO3 0,01 M.
Cho biết : H2CO3 có : pKa1 = 6,35 ; pKa2 = 10,34
Giải : Na2CO3 = 2 Na+ + CO3
2-
CO3
2– + HOH HCO3
– + OH–
HCO3
– + HOH H2CO3 + OH–
 Na2CO3 là đa baz yếu.
Mặt khác : pKb1= 14 – pKa2 = 3,64 ; pKb2 = 14 – pKa1 = 7,65
 Kb1 >> Kb2

 pH = 11,17
83
,
2
66
,
3
2
1
0 10
10
.
10
.
]
[ 





 b
K
C
OH

2.1. ĐẠI CƯƠNG VỀ PHƯƠNG PHÁP PHÂN TÍCH THỂ
TÍCH
2.1.1. Nguyên tắc phương pháp : Đo thể tích dung dịch chuẩn
R cần dùng để phản ứng vừa đủ với một thể tích chính xác của
dung dịch phân tích X : a X + b R  c P + d Q
 Xác định nồng độ cấu tử X trong dung dịch phân tích
2.1.2. Tiến hành : Nhỏ từ từ dung dịch chuẩn R (được chứa
trong burette) vào một thể tích chính xác VX ml của dung dịch
phân tích X (chứa trong bình nón) đến lúc R phản ứng vừa đủ
với X.
Chương 2. PHƯƠNG PHÁP PHÂN TÍCH THỂ TÍCH

2.1.3. Một số thuật ngữ :
Quá trình chuẩn độ (quá trình định phân) : quá trình thêm dần
dung dịch chuẩn R vào dung dịch phân tích X
 Điểm tương đương (ĐTĐ) : thời điểm mà lượng dung dịch
chuẩn R nhỏ vào tương đương với lượng dung dịch X đem chuẩn :
nR = nX  VRNR = VxNX
 Điểm cuối (ĐC) : thời điểm kết thúc chuẩn độ
 Mức độ định phân (còn gọi là % chuẩn độ) (F) : là tỷ số giữa
lượng dung dịch X đã được chuẩn và lượng dung dịch X đem
chuẩn
X
X
R
R
N
V
N
V
F 
F = 1 : tại ĐTĐ
F < 1 : trước ĐTĐ
F > 1 : sau ĐTĐ

2.1.4. Sai số điểm cuối (SSĐC):
a) Định nghĩa : SSĐC là sai số gây ra do ĐC của quá trình
chuẩn độ không trùng với ĐTĐ.
Quy ước:
- Kết thúc chuẩn độ trước ĐTĐ: S < 0
- Kết thúc chuẩn độ sau ĐTĐ : S > 0
b) Công thức chung để tính SSĐC:
hay : % S = (F-1).100%
Ví dụ : F = 0,9  %S = -10% (chuẩn độ thiếu 10%)
F = 1,2  %S = + 20% (chuẩn độ thừa 20%)
1



 F
N
V
N
V
N
V
S
x
X
x
X
R
R

2.1.5. Đường chuẩn độ: là đường biểu diễn sự biến thiên nồng độ
của một cấu tử nào đó trong phản ứng chuẩn độ theo lượng dung
dịch chuẩn thêm vào.
Ví dụ : Phản ứng chuẩn độ
a X + b R c P + d Q ; Kcb
- Trục tung: biểu diễn nồng độ
hay hàm p của X (hay R)
- Trục hoành: biểu diễn
thể tích VR hay mức độ định
phân F
0 0.5 1 1.5 2
F
pX
ĐTĐ
∆pXđp

Đặc điểm của đường chuẩn độ :
- Có bước nhảy khi qua ĐTĐ.
Quy ước : Bước nhảy ∆pXđp là khoảng giá trị pX ứng với sự
thay đổi giá trị F từ 0,999 đến 1,001.
- Bước nhảy càng ngắn  phát hiện ĐTĐ càng khó chính xác
 sai số phương pháp phân tích càng lớn
- Bước nhảy của đường chuẩn độ phụ thuộc các yếu tố sau:
Nx, NR : Nx, NR càng nhỏ  ∆pXđp càng nhỏ
Kcb : Kcb càng nhỏ  ∆pXđp càng nhỏ
Chú ý : ∆pXđp  0  không chuẩn độ được !

2.17. Các cách phát hiện ĐTĐ:
- Phương pháp hóa học: dùng chất chỉ thị
- Phương pháp hóa lý: theo dõi sự thay đổi cường độ
một đại lượng vật lý nào đó (pH, thế oxy hóa khử, cường độ
màu,…) của dung dịch phân tích trong quá trình chuẩn độ
VĐTĐ
VR
A
0

2.1.8. Yêu cầu đối với phản ứng chuẩn độ:
a X + b R c P + d Q ; Kcb
- mang tính định lượng: xảy ra hoàn toàn (Kcb ≥ 108)
- xảy ra theo một tỷ lệ hợp thức nhất định
- nhanh
- chọn lọc
- có cách nhận ra ĐTĐ
2.1.9. Phân loại các phương pháp phân tích thể tích: dựa theo
bản chất của phản ứng chuẩn độ
- Chuẩn độ acid – baz
- Chuẩn độ phức chất
- Chuẩn độ kết tủa
- Chuẩn độ oxy hóa – khử

2.1.10. Các cách chuẩn độ - Cách tính kết quả phân tích :
a) Chuẩn độ trực tiếp:
- Nguyên tắc: Thêm dần dung dịch chuẩn R vào dung dịch phân
tích X đến lúc chỉ thị chuyển màu.
X + R  P + Q
- Tính kết quả: nX = nR  Vx.Nx = VR.NR 
- Mẫu rắn: a (g) mẫu  V0 ml dung dịch X lấy Vx ml dung dịch
X phân tích tiêu tốn VR ml (NR)
- Mẫu lỏng: Vpt (ml) mẫu  V0 ml dung dịch X lấy Vx ml dung
dịch X phân tích tiêu tốn VR ml (NR)  ?
X
R
R
x
V
N
V
N
.

a
Đ
V
V
N
V
w
w
X X
X
R
R 100
.
.
.
1000
.
)
/
(
% 0


b) Chuẩn độ ngược:
Nguyên tắc:
- Thêm một lượng dư, chính xác dung dịch chuẩn R1 vào dung dịch
phân tích X : X + R1  P1 + Q1
- Chuẩn độ lượng R1 còn dư bằng dung dịch chuẩn R2 :
R1 + R2  P2 + Q2
Tính kết quả: nX = nR1 – nR2
 Vx.Nx = VR1. NR1 – VR2. NR2 
- Mẫu rắn: a (g) mẫu  V0 ml dung dịch X phân tích Vx ml dung
dịch X tiêu tốn : R1 (VR1; NR1) ; R2 (VR2; NR2)
- Mẫu lỏng: ?
X
R
R
R
R
x
V
N
V
N
V
N 2
2
1
1 .
. 

a
Đ
V
V
N
V
N
V
w
w
X X
X
R
R
R
R 100
.
.
.
1000
)
.
.
(
)
/
(
% 0
2
2
1
1 


c) Chuẩn độ thay thế (chuẩn độ đẩy):
Nguyên tắc:
- Thêm một lượng dư dung dịch MY vào dung dịch phân
tích X sao cho xảy ra phản ứng thay thế:
X + MY  MX + Y
(Điều kiện xảy ra phản ứng : MX phải bền hơn MY)
- Chuẩn độ lượng Y sinh ra bằng dung dịch chuẩn R
thích hợp : Y + R  P + Q
Tính kết quả: nX = ny = nR
 Công thức tính giống trường hợp chuẩn độ
trực tiếp

d) Chuẩn độ gián tiếp :
Nguyên tắc :
- Cấu tử X trong mẫu phân tích được chuyển thành một hợp chất
có công thức phân tử xác định (XPQ), trong đó có chứa một cấu
tử (ví dụ : Q) có thể chuẩn độ được:
X + PQ  XPQ
-Phân hủy / hòa tan hoàn toàn hợp chất thu được :
XPQ  XP + Q
- Chuẩn độ lượng cấu tử Q sinh ra bằng dung dịch chuẩn R :
Q + R  U + Z
Tính kết quả : nX = nXPQ = nQ = nR
 Công thức tính giống trường hợp chuẩn độ trực tiếp

2.2. PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ ACID - BAZ
2.2.1. Nguyên tắc phương pháp: dựa trên việc sử dụng
phản ứng trung hòa:
A1 + B2  B1 + A2
 Khả năng ứng dụng: chuẩn độ acid, baz, một số
muối, một số hợp chất khác không có tính acid- baz
2.2.2. Đường chuẩn độ acid – baz: biểu diễn sự thay
đổi của pH dung dịch phân tích trong quá trình chuẩn
độ
pH = f (F)

2.2.3. Cách nhận ra ĐTĐ trong chuẩn độ acid – baz :
dùng chỉ thị acid – baz.
Khái niệm : Chỉ thị acid – baz là thuốc nhuộm hữu cơ có
tính acid hay baz yếu, trong đó màu sắc của dạng acid
(HInd) và dạng baz liên hợp (Ind -) khác nhau.
HInd H+ + Ind - ;
Màu sắc của chỉ thị acid-baz theo pH : do chuyển dịch cân
bằng phân ly của chỉ thị.
Ví dụ : Metyl da cam
]
[
]
].[
[
HInd
Ind
H
KHInd




Các đặc trưng của chỉ thị acid baz :
Khoảng pH chuyển màu : Chỉ thị thay đổi màu sắc rõ rệt
trong một khoảng pH hẹp, xác định như sau :
∆pHcm,HInd  pKHInd ± 1

Sự thay đổi màu sắc của một số chỉ thị acid – baz

Khoảng đổi màu của chỉ thị acid – baz (ký hiệu : pT) : là giá trị pH, tại đó
ta quan sát thấy chỉ thị chuyển màu rõ rệt nhất
pT = pH kết thúc chuẩn độ
pT pKHInd  ½ (pH1 + pH2)
Đặc trưng của một số chỉ thị acid-baz thông dụng
Chỉ thị Màu sắc ∆pHcm,HInd
Acid Baz pH1 pH2
Metyl da cam Đỏ Vàng 3,1 4,1
Alizarin S Vàng Tím 3,7 5,2
Bromocresol xanh Vàng Xanh 4,0 5,6
Metyl đỏ Đỏ Vàng 4,4 6,2
Phenol đỏ Vàng Đỏ 6,4 8,0
Phenolphtalein Không màu Hồng 8,0 9,6
Thymolphtalein Không màu Xanh 9,4 10,6

2.2.4. Các trường hợp chuẩn độ acid-baz :
a) Chuẩn độ acid mạnh bằng baz mạnh :
Chuẩn độ V0 mL acid mạnh HA (C0) bằng NaOH (C)
HA + NaOH = NaA + H2O
Mức độ định phân : F = CV / C0V0
Công thức tính pH trong quá trình chuẩn độ :
F = 0 pH = - lgC0
0 < F < 1
F = 1 pH = 7
F > 1
V
V
V
C
F
OH




0
0
0
)
1
(
]
[
V
V
V
C
F
H




0
0
0
)
1
(
]
[
V : ml NaOH
HA (V0, C0)
NaOH (C)

Ví dụ : Vẽ đường định phân khi chuẩn độ 100 ml dung dịch HCl
0,1 M bằng NaOH 0,1 M
Giải :
VNaOH
(ml)
F pH
0 0 1
50 0,5 1,5
90 0,9 2,3
99 0,99 3,3
99,9 0,999 4,3
100 1 7
100,1 1,001 9,7
101 1,01 10,7
110 1,1 11,7
0
2
4
6
8
10
12
14
0 0.5 1 1.5 2
F
pH
pHđp = 4,3- 9,7

Nhận xét:
Bước nhảy pH của đường chuẩn độ acid –baz (∆pHđp) : là
khoảng pH ứng với F = 0,999 ÷ 1,001
Khi chuẩn độ acid mạnh bằng baz mạnh thì ∆pHđp phụ thuộc
C0 và C :
C0, C càng nhỏ  ∆pHđp càng bé
C0 và C < 10-4 M  ∆pHđp  0  không nhận ra được ĐTĐ
Nguyên tắc chọn chỉ thị acid –baz :
Để sai số chỉ thị không quá 0,1% cần chọn chỉ thị có :
pT  pHĐTĐ
hay: pT  ∆pHđp
Câu hỏi : Chọn chỉ thị nào khi chuẩn độ HCl bằng NaOH ?

b) Chuẩn độ baz mạnh bằng acid mạnh :
Chuẩn độ V0 mL baz mạnh BOH (C0) bằng HCl (C)
BOH + HCl = BCl + H2O
F = 0 pH = 14 + lgC0
0 < F < 1
F = 1 pH = 7
F > 1
V
V
V
C
F
H




0
0
0
)
1
(
]
[
V
V
V
C
F
OH




0
0
0
)
1
(
]
[
V : ml HCl
BOH (V0, C0)
HCl (C)

Đường chuẩn độ baz mạnh bằng acid mạnh - Chọn chỉ thị

c) Chuẩn độ đơn acid yếu bằng baz mạnh :
Chuẩn độ V0 mL đơn acid yếu HA (C0, Ka) bằng NaOH (C)
HA + NaOH = NaA + H2O
F = 0
0 < F < 1
F = 1
F > 1
V
V
V
C
F
OH




0
0
0
)
1
(
]
[
F
F
K
H a
)
1
(
]
[



a
K
C
H .
]
[ 0













C
C
C
C
K
K
OH
a
O
H
0
0
2
]
[
V : ml NaOH
HA (V0, C0 ; Ka)
NaOH (C)

Ví dụ : Vẽ đường định phân khi chuẩn độ 100 ml dung dịch
CH3COOH 0,1 M bằng NaOH 0,1 M. Cho : pKCH3COOH = 4,75
Giải :
VNaOH
(ml)
F pH
0 0 2,88
50 0,5 4,75
90 0,9 5,70
99 0,99 6,75
99,9 0,999 7,75
100 1 8,72
100,1 1,001 9,70
101 1.01 10,70
110 1,1 11,68
0
2
4
6
8
10
12
14
0 0.5 1 1.5 2 F
pH
pHđp = 7,75- 9,70

Lưu ý :
Khi chuẩn độ đơn acid yếu bằng baz mạnh thì :
- pHĐTĐ > 7  nên chọn chỉ thị có pT > 7
- ∆pHđp phụ thuộc vào :
C0 và C : C0, C càng nhỏ  ∆pHđp càng bé
Ka : Ka càng nhỏ  ∆pHđp càng bé
C0 và C < 10 – 4 M hay : Ka < 10– 9  ∆pHđp  0
 không nhận ra được ĐTĐ
Câu hỏi :
1/ So sánh ∆pHđp khi chuẩn độ HCl, HCOOH và CH3COOH
có cùng nồng độ. Cho : pKHCOOH = 3,74 ; pKCH3COOH = 4,75
2/ Chọn chỉ thị nào khi chuẩn độ CH3COOH bằng NaOH ?

d) Chuẩn độ đơn baz yếu bằng acid mạnh :
Chuẩn độ V0 mL đơn baz yếu NaA (C0, Kb) bằng HCl (C)
NaA + HCl = HA + NaCl
F = 0
0 < F < 1
F = 1
F > 1
V
V
V
C
F
H




0
0
0
)
1
(
]
[









F
F
K
K
H
b
O
H
1
]
[ 2
b
K
C
OH .
]
[ 0













C
C
C
C
K
K
H
b
O
H
0
0
2
]
[
V : ml HCl
NaA (V0, C0 ; Kb)
HCl (C)

Ví dụ : Vẽ đường định phân khi chuẩn độ 100 ml dung dịch
NH4OH 0,1 M bằng HCl 0,1 M. Cho : pKNH4OH = 4,75
Giải :
VNaOH (ml) F pH
0 0 11,13
50 0,5 9,25
90 0,9 8,30
99 0,99 7,25
99,9 0,999 6,25
100 1 5,28
100,1 1,001 4,30
101 1.01 3,30
110 1,1 2,28
150 1,5 1,52
0
2
4
6
8
10
12
0 0.5 1 1.5 2 F
pH
pHđp = 6,25- 4,30

Lưu ý :
Khi chuẩn độ baz yếu bằng acid mạnh thì :
- pHĐTĐ < 7  nên chọn chỉ thị có pT < 7
- ∆pHđp phụ thuộc vào :
C0 và C : C0, C càng nhỏ  ∆pHđp càng bé
Kb : Kb càng nhỏ  ∆pHđp càng bé
C0 và C < 10 – 4 M hay : Kb < 10– 9  ∆pHđp  0
 không nhận ra được ĐTĐ
Câu hỏi :
1/ Có chuẩn độ được CH3COONa không ?
2/ Chọn chỉ thị nào khi chuẩn độ NH4OH bằng HCl ?

Bài tập :
1/ Cần chọn chỉ thị có pT bằng bao nhiêu để sai số chỉ thị
của các phép chuẩn độ sau không vượt quá 0,1% :
a) HCl 0,01 M bằng KOH 0,01 M
b) HCOOH 0,01 M bằng KOH 0,01 M. Cho pKHCOOH = 3,74
c) KCN 0,01 M bằng HCl 0,01 M. Cho pKHCN = 9,21
2/ Chuẩn độ NH4OH 0,01 M bằng HCl 0,01 M.
a) Tính pHĐTĐ của phép chuẩn độ.
b) Dùng chỉ thị nào sau đây sẽ mắc sai số chỉ thị nhỏ nhất :
Metyl đỏ (pT = 5) ; Phenol đỏ (pT = 7) ;Phenolphtalein (pT = 9)
Cho : pKNH4OH = 4,75

e) Chuẩn độ đa acid yếu bằng baz mạnh :
Chuẩn độ V0 mL đa acid yếu H3A (C0 ; Ka1, Ka2, Ka3) bằng
NaOH (C). (Giả thiết : Ka1 >> Ka2 >> Ka3)
Phản ứng chuẩn độ :
Nấc 1 : H3A + NaOH = NaH2A + H2O
Nấc 2 : NaH2A + NaOH = Na2HA + H2O
Nấc 3 : Na2HA + NaOH = Na3A + H2O
Gọi V là thể tích NaOH (ml) nhỏ vào ở thời điểm nào đó trong
quá trình chuẩn độ
Đường chuẩn độ có 3 ĐTĐ :
ĐTĐ1 (F = 1) , ĐTĐ2 (F = 2) , ĐTĐ3 (F = 3)

Tính pH ở các ĐTĐ :
Câu hỏi : Có thể nhận ra được tất cả các ĐTĐ của quá trình
chuẩn độ không ?











C
C
C
C
K
K
OH
a
O
H
0
0
3
2
3
]
[
Thời
điểm
F Bản chất
dung dịch
Công thức tính pH
ĐTĐ1 1 Muối acid NaH2A pH = ½ (pKa1 + pKa2)
ĐTĐ2 2 Muối acid Na2HA pH = ½ (pKa2 + pKa3)
ĐTĐ3
3 Muối trung hòa Na3A
= Đa baz yếu

Trả lời :
Chỉ nhận ra được ĐTĐ(i) nếu có bước nhảy ∆pHĐTĐ(i)
Điều kiện để có bước nhảy ở các ĐTĐ khi chuẩn độ đa
acid yếu HnA (Ka1, Ka2, …., Kan) :
Để có bước nhảy ∆pHĐTĐ(i) [với : i = 1÷ (n – 1)] :
và : Ka(i) ≥ 10– 9
Để có bước nhảy ∆pHĐTĐ(n) : Ka(n) ≥ 10– 9
4
)
1
(
)
(
10


i
a
i
a
K
K

Ví dụ : Hãy phác họa đường định phân của phép chuẩn độ dung
dịch H3PO4 0,1 M bằng NaOH 0,1 M.
Cho biết : H3PO4 có pKa1 = 2,12 ; pKa2 = 7,21 ; pKa3 = 12,36
Giải :
• Tính pH ở các ĐTĐ :
ĐTĐ1 : pHĐTĐ1 = ½(2,12 + 7,21) = 4,67
ĐTĐ2 : pHĐTĐ2 = ½(7,21 + 12,36) = 9,79
ĐTĐ3 :  pHĐTĐ3 = 12,38
• Đường chuẩn độ có mấy bước nhảy ?
Chỉ có 2 bước nhảy đầu tiên (∆pHĐTĐ1 và ∆pHĐTĐ2) ; không có
bước nhảy ∆pHĐTĐ3
62
,
1
1
1
1
1
36
,
12
14
10
10
10
.
3
10
.
10
10
10
]
[ 


















OH

Dạng đường chuẩn độ H3PO4 bằng NaOH :
0
2
4
6
8
10
12
14
0 0.5 1 1.5 2 2.5 3 F
pH
Metyl cam
pHĐTĐ1 = 4,67  Metyl đỏ
Bromocresol xanh
pHĐTĐ2 = 9,79  Phenolphtalein
Thymolphtalein
Không nhận ra được ĐTĐ3

Bài tập :
a) Chuẩn độ 20,00 mL dung dịch H3PO4 bằng NaOH 0,1 M với chỉ
thị Metyl da cam thì tiêu tốn hết 17,40 ml NaOH.
Cho biết sự thay đổi màu sắc dung dịch ở ĐTĐ và tính nồng độ
H3PO4 trong dung dịch.
b) Câu hỏi tương tự nếu chuẩn độ với chỉ thị Phenolphatalein.
Giải :
a) Chuẩn độ với Metyl da cam :
P/ứng : H3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O
Ở ĐTĐ dd chuyển từ đỏ  vàng
NH3PO4 = VNaOH.NNaOH /VH3PO4 = 17,40.0,1/20,00 = 0,0870 N
CH3PO4 = NH3PO4 = 0,0870 M
b) ……?

f) Chuẩn độ đa baz yếu bằng acid mạnh :
Chuẩn độ V0 mL dung dịch đa baz yếu Na3A (C0) bằng HCl (C).
Gọi : Ka1, Ka2, Ka3 là các hằng số acid của đa acid yếu H3A
(Giả thiết : Ka1 >> Ka2 >> Ka3)
Nấc 1 : Na3A + HCl = Na2HA + NaCl
Nấc 2 : Na2HA + HCl = NaH2A + NaCl
Nấc 3 : NaH2A + HCl = H3A + NaCl
Gọi V là thể tích HCl (ml) nhỏ vào ở thời điểm nào đó trong
quá trình chuẩn độ và F là mức độ định phân (F = CV / C0V0)
Đường chuẩn độ có 3 ĐTĐ :
ĐTĐ1 (F = 1) , ĐTĐ2 (F = 2) , ĐTĐ3 (F = 3)

Tính pH ở các ĐTĐ :
Câu hỏi : Có thể nhận ra được tất cả các ĐTĐ của quá trình
chuẩn độ không ?











C
C
C
C
K
H a
0
0
1
3
]
[
Thời
điểm
F Bản chất
dung dịch
Công thức tính pH
ĐTĐ1 1 Muối acid Na2HA pH = ½ (pKa2 + pKa3)
ĐTĐ2 2 Muối acid NaH2A pH = ½ (pKa1 + pKa2)
ĐTĐ3
3 Đa acid yếu H3A

Trả lời :
Không phải luôn luôn nhận ra được tất cả các ĐTĐ.
Điều kiện để có bước nhảy ở các ĐTĐ khi chuẩn độ đa
baz yếu NanA (Kb1, Kb2, …., Kbn) :
Để có bước nhảy ∆pHĐTĐ(i) [với : i = 1÷ (n – 1)] :
và : Kb(i) ≥ 10– 9
Để có bước nhảy ∆pHĐTĐ(n) : Kb(n) ≥ 10– 9
4
)
1
(
)
(
10


i
b
i
b
K
K

Ví dụ : Hãy phác họa đường định phân của phép chuẩn độ dung
dịch Na2CO3 0,1 M bằng HCl 0,1 M.
Cho biết : H2CO3 có pKa1 = 6,35 ; pKa2 = 10,32
Giải :
• Tính pH ở các ĐTĐ :
ĐTĐ1 : pHĐTĐ1 = ½(6,35 + 10,32) = 8,34
ĐTĐ2 :
 pHĐTĐ2 = 3,91
Đường chuẩn độ có mấy bước nhảy ?
Có 2 bước nhảy (∆pHĐTĐ1 và ∆pHĐTĐ2)
91
,
3
1
1
1
1
35
,
6
10
10
10
.
2
10
.
10
10
]
[ 

















H

Dạng đường chuẩn độ Na2CO3 bằng HCl :
0
2
4
6
8
10
12
14
0 0.5 1 1.5 2 2.5 3
F
pH
pHĐTĐ1 = 8,34  Phenolphtalein
pHĐTĐ2 = 3,91  Metyl da cam
Bromocresol xanh

Bài tập
a) Chuẩn độ 20,00 mL dung dịch Na2CO3 bằng HCl 0,1 M với chỉ
thị Phenolphtalein thì tiêu tốn hết 20,08 ml HCl.
Cho biết sự thay đổi màu sắc dung dịch ở ĐTĐ và tính nồng độ
Na2CO3 trong dung dịch.
b) Câu hỏi tương tự nếu chuẩn độ với chỉ thị Bromocresol xanh.
Giải :
a) Chuẩn độ với Phenolphtalein :
P/ứng : Na2CO3 + HCl = NaHCO3 + NaCl
Ở ĐTĐ dd chuyển từ hồng  không màu
NNa2CO3 = VHCl.NHCl /VNa2CO3 = 20,08.0,1/20,00 = 0,1004 N
CH3PO4 = NH3PO4 = 0,1004 M
b) ……?

Bài tập
1) Lấy 20,00 mL dung dịch hỗn hợp NaOH + Na2CO3 cho vào
bình nón.
- Thêm vài giọt Phenolphtalein rồi chuẩn độ bằng HCl
0,1 N đến khi dung dịch mất màu hồng thì tiêu tốn hết
32,48 ml HCl.
- Thêm vài giọt Metyl da cam vào dung dịch trên rồi
chuẩn độ tiếp tục đến lúc dung dịch chuyển từ vàng sang
đỏ cam thì hết 10,26 ml HCl 0,1 N.
a) Viết các p/ứ xảy ra trong quá trình chuẩn độ.
b) Tính nồng độ NaOH và Na2CO3 trong hỗn hợp phân tích.

Giải :
a) Phản ứng chuẩn độ :
DD mất màu hồng (1) : NaOH + HCl = NaCl + H2O
Na2CO3 + HCl = NaHCO3 + NaCl
DD từ vàng  đỏ cam (2) : NaHCO3 + HCl = H2O + CO2 + NaCl
b) (VN)Na2CO3 = (VN)HCl (2)

(VN)NaOH = [VHCl (1) – VHCl (2)].NHCl
N
V
N
V
N
pt
HCl
CO
Na 0513
,
0
00
,
20
1
,
0
.
26
,
10
)
.
( )
2
(
3
2 


N
V
N
V
V
N
pt
HCl
HCl
HCl
NaOH 1111
,
0
00
,
20
1
,
0
).
26
,
10
48
,
30
(
].
[ )
2
(
)
1
(






Bài tập tự giải :
1/ Lấy 20,00 mL dd hỗn hợp HCl + H3PO4 cho vào bình nón.
- Thêm vài giọt Metyl da cam rồi chuẩn độ bằng NaOH 0,1 N
đến khi dung dịch chuyển từ vàng sang đỏ cam thì tiêu tốn
hết 25,16 ml NaOH.
- Thêm vài giọt Phenolphtalein vào dung dịch trên rồi chuẩn
độ tiếp tục đến lúc dung dịch chuyển từ vàng sang đỏ cam thì
hết 10,26 ml NaOH 0,1 N.
a) Viết các p/ứ xảy ra trong quá trình chuẩn độ.
b) Tính nồng độ mol của HCl và H3PO4 trong hỗn hợp phân tích.
(Đáp số : CH3PO4 = 0,0513 N ; CHCl = 0,0745 N)
2/ Đề xuất phương pháp chuẩn độ dd hỗn hợp X và Y.

2.2.5. Vài ứng dụng của phương pháp chuẩn độ acid –baz trong
phân tích thực phẩm
a) Xác định đạm tổng số (pp Kjeldahl) :
Nguyên tắc :
Ntp (NH4)2SO4 + SO2↑ + H2O
(NH4)2SO4 + 2NaOH  2NH3 + Na2SO4 + 2H2O
3 NH3 + H3BO3  3 NH4
+ + BO3
3-
3 H+ + BO3
3-  H3BO3
Chỉ thị : - Metyl đỏ
- Tashiro = Metyl đỏ + Xanh Metylen
(ĐTĐ : dd chuyển từ lục  tím)
xt
t
conc
SO
H
hóa
VC
,
., 0
4
2






b) Xác định đạm thối :
Nguyên tắc : NH4
+ NH3↑
Xác định NH3 tương tự như (a)
c) Xác định acid amin tổng số (pp Sörensen) :
Nguyên tắc :
Chỉ thị : -Thymolphtalein : dd không màu  xanh lơ
hay : - Phenolphtalein : dd không màu  hồng đậm
(dd đối chứng : Na2HPO4 có pH = 9,79)
CH
R
NH2
COOH H
H
O CH
R
N=CH2
COOH
+ - H2O
CH
R
N=CH2
COOH
CH
R
N=CH2
COONa
NaOH
+ + HOH



 

0
2 ,
)
( t
OH
Mg

Kjeldahl digestor and distillator (video)

2.3. PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ PHỨC CHẤT
2.3.1. Nguyên tắc phương pháp: dựa trên việc sử dụng
phản ứng tạo phức M + p L MLp
2.3.2. Phân loại các phương pháp chuẩn độ phức chất :
a) Phương pháp chuẩn độ bạc:
Ag+ + 2 CN - [Ag(CN)2] -
b) Phương pháp chuẩn độ thủy ngân (II):
Hg2+ + 2 X - HgX2 (X - = Cl -, Br -)
c) Phương pháp chuẩn độ complexon:
Mn+ + Complexon Complexonat kim loại
Chương 2. PHƯƠNG PHÁP PHÂN TÍCH THỂ TÍCH (tt)

Phức chất
= Phối tử
(ligand)
Ion kim loại d, f
(ion trung tâm)
+
Liên kết phối trí
Phức [Cu(H2O)6]2+ Phức [Cu(C4H4O6)2]2-
Phản ứng tạo phức :
Ion trung tâm : có orbital (d hay f) trống
Phối tử : có cặp electron không phân chia (H2O, NH3, X-,C4H4O6
2-, C2O4
2-,
EDTA,…)
Số phối trí : số liên kết phối trí tạo bởi ion trung tâm với phối tử
Số phối trí có thể bằng số phối tử (phối tử đơn càng) hay khác số phối tử (phối
tử đa càng)

Hằng số bền của phức chất (hằng số tạo phức):
Phức một phối tử : M + L ML
Hằng số bền:
Phức nhiều phối tử: M + nL MLn
Hằng số bền nấc thứ i (i = 1  n):
Hằng số bền tổng cộng:
β càng lớn  phức càng bền
]
][
[
]
[
L
M
ML
ML 

]
][
[
]
[
1 L
ML
ML
i
i
i



n
n
n
n
L
M
ML
]
][
[
]
[
...
. 2
1
,
1 
 




2.3.3. Phương pháp chuẩn độ complexon
a) Giới thiệu về complexon:
Complexon = nhóm thuốc thử hữu cơ dẫn xuất
của acid amino polycarboxylic
• Complexon I (Chelaton I):
Nitrilo-Triacetic Acid (NTA)
N
CH2
-COOH
CH2-COOH
CH2
-COOH

Complexon II (Chelaton A; Trilon A): Etylen Diamin
Tetraacetic Acid (EDTA), ký hiệu H4Y, là phối tử có 6 càng
Complexon III (Chelaton B; Trilon B): muối dinatri của
EDTA, ký hiệu : Na2Y ; là complexon thông dụng nhất do có
khả năng tạo phức với hầu hết ion kim loại
CH2
CH2
N
N
CH2
-COONa
CH2-COOH
HOOC-CH2
NaOOC-CH2
N
N
CH2COOH
CH2
COOH
HOOC-CH2
HOOC-CH2
Complexon IV : DCTA = trans-
1,2-Diamino-Cyclohexan-
Tetraacetic Acid

b) Đặc điểm của tương tác giữa Men+ với EDTA:
 Phản ứng luôn luôn theo tỷ lệ 1-1, bất kể điện tích
ion kim loại :
Na2H2Y = 2 Na+ + H2Y2 –
Men+ + H2Y2- MeY(n - 4) + 2 H+ ; n

và :
2
Me
Me
A
Đ 
2
EDTA
EDTA
M
Đ 

• pH ảnh hưởng rất lớn đến độ bền của complexonat:
- Complexonat của Me+và Me2+
bền hơn trong môi trường kiềm.
MeY bị phân hủy trong mt acid :
MeY(n-4) + 4 H+ Men+ + H4Y
- Complexonat của Me3+ và Me4+
bền hơn trong môi trường acid.
MeY bị phân hủy trong môi
trường trung tính - kiềm :
MeY(n-4) + xOH - [Me(OH)x]n+
+
Y4-
pH tối thiểu để chuẩn độ
Men+

c) Đường chuẩn độ complexon :
pM = f (VEDTA) hay : pM = f (F)
Bước nhảy ∆pMđp phụ thuộc vào nồng độ ion kim loại và
EDTA, pH môi trường và hằng số bền của phức MeY(n-4)

• Các biện pháp nâng cao tính chọn lọc của phản ứng
chuẩn độ complexon ?
- Chuẩn độ ở pH thích hợp : điều chỉnh pH môi trường 
complexonat của ion kl cần chuẩn độ bền nhất nhưng
complexonat của ion cản kém bền
- Che ion cản
- Kết tủa ion cản
Câu hỏi :
1/ Tại sao việc chuẩn độ Ca2+ khi có mặt Mg2+ cần thực hiện
trong môi trường pH > 12 ?
2/ Cách loại bỏ ảnh hưởng của các ion kim loại nặng (Cu2+,
Co2+, Ni2+,... ) khi chuẩn độ Ca2+, Mg2+ ở pH = 9 -10 ?

d) Chỉ thị dùng trong chuẩn độ complexon : là
chỉ thị màu kim loại (CTMKL).
Trên 200 thuốc thử hữu cơ được dùng làm
CTMKL.
CTMKL có những đặc tính sau:
- tạo phức màu với ion kim loại
- là chỉ thị acid-baz  acid (hay baz) hữu cơ yếu
(ký hiệu HInd) màu sắc thay đổi theo pH dung
dịch

Quá trình xảy ra khi chuẩn độ ion Men+ bằng EDTA với chỉ
thị HInd :
- Cho HInd vào dd Men+ : Men+ + HInd MeInd + H+
Trong qt chuẩn độ : Men+ + H2Y2- MeY(n-4) + 2H+
Cuối qt chuẩn độ : MeInd + H2Y2- MeY(n-4) + HInd + H+
 Ở ĐTĐ dd chuyển từ màu MeInd sang màu HInd
Điều kiện để chỉ thị chuyển màu rõ ở ĐTĐ :
• Phức MeY bền hơn nhiều so với phức MeInd :
104 < βMeInd < 10 - 2. βMeY
• Chuẩn độ ở pH thích hợp sao cho màu của phức MeInd
khác với màu của HInd.

Một số chỉ thị màu kim loại thông dụng :
Eriochrome-T-đen (NET ; ET-OO ; EBT) : acid yếu 3 nấc (H3R), dùng
khi chuẩn độ Mg2+, Zn2+ ở pH = 9 -10 (ĐTĐ : dd đỏ nho  xanh biếc)
H2R - HR 2 - R 3 -
Đỏ 6,4 Xanh biếc 11,5 Cam pH
Murexide : acid yếu 4 nấc (H4Ind), dùng khi :
chuẩn độ Ca2+ ở pH > 12,3 (ĐTĐ : đỏ hồng  tím xanh);
chuẩn độ Cu2+, Co2+, Ni2+ ở pH = 8 -9 (ĐTĐ : vàng / cam  tím đỏ),…
H2R 2 - HR 3 - R 4 -
Tím đỏ 9,2 Tím 10,9 Tím xanh pH

e) Các cách chuẩn độ complexon :
• Chuẩn độ trực tiếp :
-Tiến hành : Điều chỉnh pH môi trường thích hợp 
thêm CTMKL  chuẩn độ bằng EDTA.
-Điều kiện : βMeY >> 108 và có chỉ thị thích hợp
- Ứng dụng : chuẩn trực tiếp Mg2+, Zn2+ (pH = 9 -10)
với chỉ thị Eriochrom-T-đen ; chuẩn Co2+, Ni2+, Ni2+
(pH = 8-9), Ca2+ (pH > 12) với chỉ thị Murexid ; chuẩn
Fe3+ (pH = 2-3) với chỉ thị Acid Sulfosalysilic,…

• Chuẩn độ ngược : áp dụng khi ion kim loại tạo tủa
hydroxid ở pH chuẩn độ (ví dụ : Pb2+, Hg2+, Mn2+,…)
-Tiến hành :
Thêm dd chuẩn EDTA (dư, chính xác) vào dung dịch phân
tích M1 trong môi trường acid hay trung tính :
M1 + H2Y2- M1Y + 2 H+
Điều chỉnh pH thích hợp rồi chuẩn độ lượng EDTA còn dư
bằng dd chuẩn M2 với CTMKL phù hợp :
H2Y2- + M2 M2Y + 2 H+
- Điều kiện : βM1Y >> βM2Y
Câu hỏi : DD chuyển màu như thế nào tại ĐTĐ ?

• Chuẩn độ thay thế: Áp dụng khi CTMKL tạo với ion kl M1 cần chuẩn
độ phức rất kém bền  sự chuyển màu ở ĐTĐ không rõ.
-Tiến hành:
Thêm lượng nhỏ dd M2Y vào dd M1 cần chuẩn độ (có mặt HInd):
M1 + HInd M1Ind + H+
M2Y + M1 (lượng nhỏ) M1Y + M2 (đk : M2Y<< M1Y)
Ion M2 được giải phóng sẽ đẩy M1 khỏi phức M1Ind tạo ra phức M2Ind
bền hơn: M2 + M1Ind M2Ind + M1 (đk: M1Ind << M2Ind)
Trong qt chuẩn độ M1 tạo phức với bằng EDTA:
M1 + H2Y2- M1Y + 2 H+
Ở ĐTĐ: M2Ind + H2Y2- M2Y + HInd + H+
Ví dụ: Chuẩn độ Ba2+ với chỉ thị ET-OO ở pH= 9 -10  thêm MgY2-
hay ZnY2-

e) Ứng dụng quan trọng của pp chuẩn độ complexon:
- Chuẩn độ hầu hết cation kim loại (~ 40 cation)
- Chuẩn độ một số anion theo pp chuẩn độ ngược
(Vd : SO4
2-, CO3
2-,…):
X + M (dư, chính xác)  MX ↓
M + H2Y2 – MY(n-4) + 2 H+
- Xác định độ cứng của nước: chuẩn độ (Ca2+ + Mg2+)
bằng EDTA ở pH 9 -10 với chỉ thị ET-OO. Dùng KCN để
che ion kl nặng (Fe2+, Fe3+, Cu2+, Ni2+…):
Mg2+ + H2Y2- MgY2- + 2 H+
Ca2+ + H2Y2- CaY2- + 2 H+

2.4. Phương pháp chuẩn độ kết tủa
2.4.1. Nguyên tắc phương pháp: dựa trên việc sử dụng phản
ứng kết tủa:
n M + m R MnRm↓; TMnRm = [M]n.[R]m
2.4.2. Các phương pháp chuẩn độ kết tủa :
- Phương pháp chuẩn độ thủy ngân (I):
Hg2
2+ + 2 X- Hg2X2; (X- = Cl-, Br -, I-)
- Phương pháp chuẩn độ kẽm:
3 Zn2+ + 2 K4[Fe(CN)6] K2Zn3[Fe(CN)6]2 + 6 K+
- Phương pháp chuẩn độ bạc: ứng dụng nhiều nhất
Ag+ + X- AgX↓ ; (X- = Cl-, Br-, I-, SCN-)

2.4.3. Đường chuẩn độ bạc: pAg = f (F)
Chuẩn độ V0 ml X- (C0) bằng AgNO3 (C)
Phản ứng chuẩn độ:
Ag+ + X- AgX↓ ; TAgX = [Ag+].[X-]
V : ml AgNO3 nhỏ vào; F = CV/C0V0
Tính pAg trong quá trình chuẩn độ:
0 < F < 1
F = 1
F > 1 











V
V
V
C
F
Ag
0
0
0
).
1
(
]
[
AgX
T
X
Ag 
 

]
[
]
[







 



0
0
0
.
)
1
(
]
[
V
C
V
V
F
T
Ag
AgX
V : ml Ag+
X- (V0, C0)
Ag+ (C)

Ví dụ: Vẽ đường định phân khi chuẩn độ 100 ml NaI 0,1M
bằng dung dịch AgNO3 0,1 M. Cho : TAgI = 10 – 16
Giải:
VAgNO3 (ml) F pAg
50 0,5 14,52
90 0,9 13,72
99 0,99 12,70
99,9 0,999 11,70
100,0 1 8,00
100,1 1,001 4,30
101 1,01 3,30
110 1,1 2,32
150 1,5 1,70
0
4
8
12
16
0 0.5 1 1.5 2 F
pAg
pAgĐTĐ = 8

Các yếu tố ảnh hưởng đến bước nhảy ∆pAgđp: (C0 , C) và TAgX
Sự phụ thuộc của ∆pAgđp vào TAgX

2.3.4. Các cách nhận ra ĐTĐ trong phép chuẩn độ bạc:
a) Phương pháp Mohr:
Nguyên tắc: chuẩn độ trực tiếp X – với chỉ thị K2CrO4
Trong qt chuẩn độ: Ag+ + X- AgX↓
Khi nhỏ dư Ag+: 2 Ag+ + CrO4
2- Ag2CrO4↓ (đỏ gạch)
ĐTĐ : vàng đục  hơi đỏ gạch (xem video)
Lưu ý:
- Chuẩn độ trong môi trường trung tính – kiềm yếu : pH ≈ 6,5 – 8,3
- Nồng độ K2CrO4 trong dd chuẩn độ ≈ 5.10 – 3 M (1-2 ml K2CrO4 5%
cho 100 ml dd X– ).
- Chỉ cho phép chuẩn độ Cl–, Br – (không áp dụng cho I –, SCN –)
- Ion cản : anion tạo tủa với Ag+ (CN–, S2 – , C2O4
2 –, …); cation tạo
tủa với CrO4
2- (Pb2+, Ba2+,…)

b) Phương pháp Fajans:
Nguyên tắc: chuẩn độ trực tiếp X- với chỉ thị hấp phụ (CTHP)
CTHP: acid yếu (hay baz yếu) hữu cơ, có khả năng thay đổi màu sắc
khi bị hấp phụ lên bề mặt tủa mang điện tích
Ví dụ: Chuẩn độ NaX bằng AgNO3 với CTHP là HInd
AgNO3 + NaX AgX↓ + NaNO3
HInd H+ + Ind –
(Ind – có khả năng hấp phụ trao đổi với ion nghịch (anion) trong lớp điện
kép của kết tủa keo AgX)
Trước ĐTĐ : [mAgX]. nX- .nNa+  không xảy ra sự HPTĐ ion
Dư 1 giọt AgNO3 :
[mAgX].nAg+.nNO3- + x Ind- [mAgX].nAg+.(n-x)NO3
- (xInd-) + xNO3
-
ĐTĐ : màu của Ind- tự do  màu của Ind- bị hấp phụ

Các chỉ thị hấp phụ thông dụng:
• Fluorescéin : dùng để chuẩn độ Cl-, Br- ở pH = 6,5 ÷ 10
ĐTĐ: lục (huỳnh quang)  đỏ hồng
• Éosin: dùng để chuẩn độ Br- , I- , SCN- ở pH = 2 ÷ 10
ĐTĐ : hồng  đỏ thẩm
Lưu ý:
Để ĐTĐ chuyển màu rõ, cần:
- Thêm chất bảo vệ keo (dd dextrin, gelatin,…) vào dd
chuẩn độ
- Loại bỏ các ion gây keo tụ (Al3+ , Fe3+,…) trước khi chuẩn
độ.

c) Phương pháp Charpentier – Volhard:
Nguyên tắc: Chuẩn độ ngược X- bằng AgNO3 với chỉ thị Fe3+ :
Ag+
(dư, chính xác) + X- AgX↓
Ag+
(còn dư) + SCN- AgSCN↓
Dư 1 giọt NH4SCN: Fe3+ + 3 SCN- Fe(SCN)3 (đỏ máu)
ĐTĐ : trắng đục / vàng đục  hơi hồng
Lưu ý:
- Chuẩn độ trong môi trường acid (HNO3 > 0,3 M)
- Chuẩn độ Cl -: tránh p/ư AgCl ↓ + SCN -  AgSCN↓ + Cl -
 đun sôi tủa AgCl  đông tụ tủa  lọc bỏ  chuẩn Ag+ còn dư
 bao bọc hạt tủa AgCl bằng C6H5NO2, CHCl3,…
- Chuẩn độ I-: thêm chỉ thị phèn sắt (III) sau khi đã kết tủa hết AgI để
tránh p/ứ 2 Fe3+ + 2I –  Fe2+ + I2 (đỏ nâu)

2.5. Phương pháp chuẩn độ oxy hóa – khử
2.5.1. Nguyên tắc: dùng phản ứng oxy hóa – khử
a Ox1 + b Kh2 c Kh1 + d Ox2
2.5.2. Cách nhận ra ĐTĐ:
a) Không dùng chỉ thị: Ox1 hay Kh2 có màu đậm
Vd : Phép đo Permanganat (dd chuẩn : KMnO4)
b) Dùng chỉ thị tạo phức: Ox1 hay Kh2 tạo phức có màu đậm
với thuốc thử R nào đó
Vd : Phép đo Iod –Thiosulfat
I2 + 2 Na2S2O3  2 NaI + Na2S4O6

c) Dùng chỉ thị oxy hóa-khử:
Chỉ thị oxy hóa khử : thuốc thử hữu cơ có tính oxy hóa
hay khử; màu dạng khử và oxy hóa liên hợp khác nhau
Indox + ne Indkh ; E0
Ind
(màu của Indox khác với màu của Indkh)
Các đặc trưng của chỉ thị oxy hóa – khử:
-Thế tiêu chuẩn: E0
Ind
- Khoảng thế chuyển màu:
Khi : Edd = E0
Ind thì chỉ thị chuyển màu rõ rệt nhất
n
E
E Ind
Ind
059
,
0
0




MỘT SỐ CHỈ THỊ OXY HÓA – KHỬ THÔNG DỤNG
Chỉ thị Màu sắc E0 (V)
(ở pH = 0)
Indox IndKh
Xanh Metylen Lơ đậm Không màu 0,53
Diphenylamin Tím Không màu 0,76
Acid Diphenylamin
sulfonic
Đỏ tím Không màu 0,80
Ferroin Lơ nhạt Đỏ 1,06
Acid Phenylanthranilic Tím đỏ Không màu 1,08

2.5.3. Đường chuẩn độ oxy hóa – khử:
Chuẩn độ Kh1 (V0 ml, N0) bằng Ox2 (N).
Xét p/ứ chuẩn độ đối xứng:
a Ox2 + b Kh1 a Kh2 + b Ox1
trong đó: Kh1 – n1e Ox1 ; E0
1
Ox2 + n2e Kh2 ; E0
2
Đường chuẩn độ oxy hóa - khử:
E = f (F)
E: thế dung dịch tại thời điểm khảo sát
: mức độ định phân
0
0V
N
NV
F 
V : ml Ox2
Kh1 (V0, N0)
Ox2 (N)

Thời điểm Công thức tính E trong quá trình chuẩn độ
0 < F < 1
F = 1
F > 1
F
F
n
E
E



1
lg
059
,
0
1
0
1
2
1
0
2
2
0
1
1 .
.
n
n
E
n
E
n
E



)
1
lg(
059
,
0
2
0
2 

 F
n
E
E
Nguyên tắc tính thế dung dịch : tính theo cặp Ox/Kh dư trong dd
Phương trình Nersnt cho các cặp Ox1/Kh1 và Ox2/Kh2 :
;
]
[
]
[
lg
059
,
0
1
1
1
0
1
Kh
Ox
n
E
E 

]
[
]
[
lg
059
,
0
2
2
2
0
2
Kh
Ox
n
E
E 


Ví dụ : Chuẩn độ dd Fe2+ 0,1 N bằng dd KMnO4 0,1 N ở pH = 0
Cho biết : E0
MnO4-,/Mn2+ (pH = 0)= 1,51 V ; E0
Fe 3+/Fe 2+ = 0,77 V
F Công thức tính E E
(V)
0,999 0,95
1,000 1,39
1,001 1,48
)
1
(
lg
059
,
0
0
2
/
3
F
F
E
E Fe
Fe


 

6
.
5
.
1 0
2
/
4
0
2
/
3 


 
 Mn
MnO
Fe
Fe E
E
E
)
1
lg(
5
059
,
0
0
2
/
4 

 
 F
E
E Mn
MnO
Để sai số chuẩn độ không quá 0,1%, thì : Ekt  Eđp
 Ekt = 0,95  1,48 (V)
0.6
0.8
1
1.2
1.4
1.6
0 0.5 1 1.5 2
F
E

2.5.4. Ứng dụng của phép chuẩn độ oxy hóa – khử
2.5.1. Phép đo permanganat :
Nguyên tắc : MnO4
- + 8 H+ + 5 e Mn2+ + 4 H2O ; E0 = 1,51 V
Môi trường p/ứ : H2SO4 ; không dùng chỉ thị (ĐTĐ : dd  tím hồng)
Ứng dụng :
- Chuẩn trực tiếp một số chất khử (Fe2+ ; C2O4
2- ; H2O2 , NO2
-,…)
- Chuẩn gián tiếp chất khử (Vd : Xác định đường khử = pp Bertrand):
RCHO + Cu (II) + OH–  RCOOH + Cu2O↓
Cu2O↓ + Fe3+ (dư)  Cu2+ + Fe2+
Fe2+ + MnO4
- + H+  Fe3+ + Mn2+ + H2O
- Chuẩn một số ion M2+ tạo được tủa oxalat (Ca2+, Zn2+, Cd2+, Pb2+ , …) :
M2+ + C2O4
2- (dư)  MC2O4 ↓
MC2O4 ↓ + 2 H+  H2C2O4 + M2+
H2C2O4 + MnO4- + H+  CO2↑ + Mn2++ H2O (t0 = 70 – 800C)

2.5.2. Phép đo Iod :
Nguyên tắc : I2 + 2 e 2 I– ; E0 = + 0,54 V
Phản ứng cơ bản : I2 + 2 Na2S2O3  2 NaI + Na2S4O6
Đk : pH = 2 – 5 ; Chỉ thị : hồ tinh bột (chỉ cho vào khi gần đạt đến ĐTĐ )
Ứng dụng :
• Dùng tính oxy hóa của I2 :
Xác định một số chất khử mạnh (S2- , S2O3
2-, SO3
2- , AsO3
3-, Sn2+,…)
bằng cách chuẩn độ trực tiếp (ít dùng : I2 dễ thăng hoa) hay chuẩn độ
ngược (video : chuân độ glucose)
• Dùng tính khử của I - :
-Xác định gián tiếp chất oxy hóa (Vd : Cu2+ , H2O2, …) :
Ox + I– (dư)  Kh + I2 (để 5-10 min trong tối, đậy kín)
I2 + S2O3
2-  2 I – + S4O6
2-

2.5.3. Phép đo Dicroma :
Nguyên tắ : Cr2O7
2 – + 14 H+ + 6e Cr3+ + 7 H2O ; E0 = +1,36 V
(môi trường phản ứng : HCl, H2SO4, H3PO4)
Phản ứng cơ bản :Fe2+ + Cr2O7
2- + 14 H+ Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O
Chỉ thị : Diphenylamin, Ferroin, Acid Phenyl Anthranilic
Ứng dụng quan trọng:
- Xác định trực tiếp chất khử (Vd : Fe2+)
- Xác định gián tiếp chất khử ( Vd : Xác định Na2S2O3)
Cr2O7
2- + 2 I –
(dư) + H+  2 Cr3+ + I2 + H2O
I2 + S2O3
2 –  2 I – + S4O6
2–
- Xác định chất khử bằng pp chuẩn độ ngược :
Vd : Xác định etanol
CH3-CH2OH + Cr2O7
2-
(dư, c/x) + H+  CH3COOH + H2O
Fe2+ + Cr2O7
2- + 14 H+  Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O

Xác định chỉ số COD của nước thải :
COD : xác định bằng số mg Oxy cần dùng để oxy hóa hoàn toàn các
chát hữu cơ có trong 1 L nước thải
Nguyên tắc xác địn :
Chất hữu cơ + Cr2O7
2-
(dư, cx) + H+  CO2↑ + H2O + Cr3+
(Đk p/ứ: 1200C, 2 h, xúc tác : Ag2SO4; Hg(NO3)2)
Cr2O7
2- + 14 H+  Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O
Tính kết qu :
a: ml dd chuẩn Fe2+ dùng để chuẩn mẫu trắng
b:---------------------------------------------mẫu nước thải
N: nồng độ đương lựợng dd Fe2+ COD Reactor (Hach)
V0: thể tích mẫu nước đem phân tích
0
2 8000
.
).
(
)
/
(
V
N
b
a
lít
mg
COD Fe 



Chương 3. PHƯƠNG PHÁP PHÂN TÍCH KHỐI LƯỢNG
3.1. Nguyên tắc phương pháp:
Chuyển hoàn toàn cấu tử cần xác định (X) có trong
mẫu phân tích vào trong thành phần của một hợp
chất (C) có công thức phân tử xác định
X  ………….. C (dạng cân)
mpt mC , CTPT (C), MC
(Dùng cân phân tích ± 10– 4 g)
 %X

3.2. Phân loại phương pháp phân tích khối lượng
3.2.1. Phương pháp trực tiếp (pp đẩy): đẩy X ra khỏi
mẫu phân tích dưới dạng nguyên chất
Vd :Xác định khoáng tổng số của thực phẩm
Thực phẩm Tro (khoáng)
3.2.2. Phương pháp gián tiếp:
a)Phương pháp đuổi (pp bay hơi): áp dụng khi X dễ phân
hủy, dễ bay hơi hay dễ thăng hoa
Vd : Xác định %H2O của thực phẩm:
Thực phẩm Chất khô còn lại




 
 
 const
m
C;
600
550 0




 
 
 const
m
C,
110
105 0

b) Phương pháp kết tủa:
nX + mR  XnRm↓ Dạng cân (C)
(XnRm :dạng kết tủa)



 
 const
m
C
t ,
0

3.3. Tính kết quả: X  C
(a gam) (mc gam)
a: khối lượng mẫu phân tích; mc: khối lượng dạng cân C
Mc: phân tử lượng của C ; MX: phân tử lượng của X
1 mol C  n mol X
Hàm lượng X trong mẫu phân tích:
hay:
fX : hệ số chuyển
a
M
nM
m
X
c
X
c
%
100
% 
%
100
.
.
%
a
m
f
X c
x

c
X
X
M
nM
f 

3.4. Ưu, nhược điểm, khả năng ứng dụng của phương pháp:
3.3.1. Ưu điểm : Chính xác hơn phương pháp phân tích thể tích,
đặc biệt nếu dùng cân phân tích 10-5g
3.3.2. Nhược điểm :
- Mất thời gian (lọc, rửa, sấy / nung kết tủa)
- Khả năng mất mát chất phân tích lớn (đặc biệt trong quá trình kết
tủa và lọc, rửa kết tủa)  cần thao tác cẩn thận.
3.3.3. Khả năng ứng dụng :
- Phân tích được hầu hết ion, một số hợp chất vô cơ (H2O, SO2,
CO2, I2) và hữu cơ (lactose trong sữa, salysilat trong dược phẩm,…)
- Không thông dụng bằng phân tích thể tích  Chỉ dùng khi yêu cầu
phân tích với độ chính xác cao
(Vd : Xđ Ca2+ bằng pp kết tủa Ca2C2O4 thay vì chuẩn độ EDTA)

Bài tập:
0,7030 g một mẫu bột giặt được đem nung để phân
hủy hoàn toàn các hợp chất hữu cơ. Cặn còn lại được xử lý
bằng dd HCl nóng để chuyển hóa phosphor trong mẫu về
dạng H3PO4.Sau đó, ion PO4
3_ được kết tủa dưới dạng
MgNH4PO4.6H2O bằng dung dịch MgCl2 trong môi trường
đệm NH4Cl+NH4OH. Lọc rửa kết tủa thu được, rồi nung ở
10000C đến khối lượng không đổi thì thu được để chuyển về
dạng 0,4320 g Mg2P2O7.
Tính % P và % P2O5 trong mẫu bột giặt nói trên.
Cho : P = 30,97 ; P2O5 = 141,95 ; Mg2P2O7 = 222,55

2783
,
0
55
,
222
97
,
30
.
2
.
2
7
2
2



O
P
Mg
P
P
M
M
f
%
10
,
17
%
100
.
7030
,
0
4320
,
0
.
2783
,
0
%
100
.
.
% 


a
m
f
P c
P
Giải:
Hệ số chuyển của P và của P2O5 là :
2757
,
1
55
,
222
95
,
141
.
2
.
2
7
2
2
5
2
5
2 


O
P
Mg
O
P
O
P
M
M
f
%
39
,
78
%
100
.
7030
,
0
4320
,
0
.
2757
,
1
%
100
.
.
% 5
2
5
2 


a
m
f
O
P c
O
P

Gấp giấy lọc để lọc lấy kết tủa
Lọc, rửa kết tủa
Gấp giấy lọc để lọc lấy dịch lọc Lọc lấy dịch lọc

Bình hút ẩm Chén nung sứ
Chén lọc
(bằng thủy tinh)
Cân phân tích điện tử
Lò vi sóng xác định độ ẩm

Chương 4. PHƯƠNG PHÁP PHÂN TÍCH CÔNG CỤ
4.1. Nguyên tắc : dựa trên việc đo cường độ của đại
lượng vật lý có liên quan đến nồng độ của cấu tử cần
phân tích (cường độ màu, thế dung dịch,…)

4.2. Ưu, nhược điểm, khả năng ứng dụng :
Ưu : - Chính xác  độ tin cậy cao
- Độ nhạy cao  lượng mẫu phân tích nhỏ  phân tích cấu
tử vi lượng và vết
- Độ chọn lọc cao  Phân tích được các mẫu có thành phần
phức tạp
- Nhanh (tự động hóa)  phân tích hàng loạt mẫu
Nhược :
- Thiết bị đắt tiền
- Người phân tích cần có trình độ chuyên môn cao
Ứng dụng : Ứng dụng rộng rãi trong phân tích cấu tử vi lượng hay
cấu tử vết (phân tích thực phẩm, dược phẩm, môi trường, xét
nghiệm y khoa, nghiên cứu khoa học,…)

4.3. Phân loại các phương pháp phân tích công cụ :
4.3.1. Phương pháp phân tích quang học : dựa trên sự
tương tác giữa bức xạ điện từ và vật chất (nguyên tử, phân tử).
Hai dạng tương tác chính : hấp thụ và phát xạ
 PP quang phổ hấp thụ (nguyên tử / phân tử)
 PP quang phổ phát xạ (nguyên tử / phân tử)
Sự hấp thụ :
E = E* - E0 = h
Sự phát xạ :
E = E* - E0 = h
E*
E0
+ h
- h

4.3.2. Phương pháp phân tích điện hóa : ứng
dụng các hiện tượng điện hóa (liên quan đến sự trao
đổi ion, electron trên ranh giới điện cực – dung
dịch).
4.3.3. Phương pháp sắc ký : là phương pháp tách
chất dựa trên khả năng phân bố / hấp phụ khác
nhau của các cấu tử trong hỗn hợp phân tích giữa
hai pha không trộn lẫn (pha tĩnh, pha động)

4.4. Phương pháp quang phổ hấp thụ phân tử UV-Vis
(= PP trắc quang – so màu)
4.4.1. Nguyên tắc : dựa trên hiện tượng hấp thụ bức xạ
UV-Vis của các phân tử

Màu sắc
dãi bức xạ Vis
Bước sóng
(nm)
Tím 380 - 435
Xanh lơ 435 - 500
Lục lam 500 - 520
Lục 520 - 565
Vàng 565 - 590
Cam 590 - 625
Đỏ 625 - 740
4.4.2. Quan hệ giữa sự hấp thụ bức xạ UV-Vis và màu
sắc dung dịch :
Ánh
sáng
trắng

Sự hấp thụ ánh sáng, màu sắc dung dịch và phổ hấp thụ UV-
Vis của : a) Ion CrO4
2- (cam)
b) Bromophenol blue (xanh lơ)
c) Phenolphtalein (hồng)

4.4.3. Cơ sở lý thuyết của phương pháp đo quang UV-Vis
I0 (λ) Il
l
Dung dịch hấp thụ
(nồng độ C)
a) Định luật Lambert – Beer :
Il = I0.10– .l.C
Các đại lượng hay sử dụng :
• Độ truyền quang :
và :
• Độ hấp thụ :
• Quan hệ giữa A và T :
A = - lg T ; T = 10 – A
0
I
I
T l
 %
100
.
%
0
I
I
T l

C
l
A .
.



C = 1 đơn vị nồng độ ; l = 1 đơn vị chiều dài  A ≡ 
  : hệ số hấp thụ
Các yếu tố ảnh hưởng đến  :
- Bản chất phân tử chất hấp thụ (cấu trúc electron phân tử)
- Bước sóng của bức xạ bị hấp thụ (λ) : sự hấp thụ ánh
sáng mang tính chọn lọc.
 = f (λ) : phổ hấp thụ ánh sáng của phân tử chất hấp thụ
- Bản chất dung môi
- Nhiệt độ
[C] [l] [] Tên gọi
mol/l cm l.mol–1.cm– 1 Hệ số hấp thụ mol
g/l cm l.g–1.cm–1 Hệ số hấp thụ riêng

4.4.4. Các tính chất quan trọng của độ hấp thụ :
• Quan hệ A – C : tuyến tính
Quan hệ tuyến tính A – C là cơ sở lý thuyết của phương
pháp quang phổ hấp thụ phân tử UV-Vis
Với 1 dd chất hấp thụ và đo ở
bước sóng λ cố định ( = const) :
l = const  A ~ C
Đo độ hấp thụ dung dịch (A)
 nồng độ chất hấp thụ (C)
C
l
A .
.



Phổ hấp thụ UV-Vis :  = f (λ)
• A = f (λ) : Phổ hấp thụ UV-Vis (tức dạng phổ và các giá trị λmax)
đặc trưng cho cấu trúc phân tử chất hấp thụ  định tính (nhận
biết / phân biệt các chất) Lưu ý :
Nên đo độ hấp thụ của dung
dịch ở λ = λmax
Mục đích :
- Phép phân tích đạt độ nhạy
cao : Amax
- Sai số tương đối của phép
đo A nhỏ nhất :
min






 

A
A
S

• Độ hấp thụ có tính cộng tính :
Hệ quả :
DD = chất hấp thụ + dung môi + các chất còn lại
= chất hấp thụ + DD nền
 ADD = Achất hấp thụ + ADD nền
 Trước khi đo độ hấp thụ của một dung dịch (ADD)
thường dùng dd nền để hiệu chỉnh máy sao cho ADD nền = 0.
Khi đó : ADD ≡ Achất hấp thụ
 ADD  Cchất hấp thụ
n
n A
A
A
A 





 ...
2
1
...
2
1

4.4.5. Các lưu ý khi áp dụng phương pháp trắc quang
– so màu :
- Dùng bức xạ đơn sắc (đo ở λ ≈ λmax)
- Dung dịch đo phải đồng nhất (trong suốt)
- Cuvet phải sạch (tráng rửa, lau chùi bằng MeOH)
- Chỉ định lượng trong khoảng tuyến tính A – C
- Chọn bề dày cuvet và nồng độ dd sao cho : A = 0,2 ÷ 0,8
- Điều kiện tạo phức màu (CR, pH), điều kiện đo (t0C, thời
gian đo, chất liệu và bề dày cuvet), thành phần nền (ion
cản, ion trơ,…) của mẫu phân tích và mẫu chuẩn phải như
nhau

4.4.6. Các cách định lượng bằng phương pháp đo quang UV-
Vis :
a) Thiết bị đo quang UV –Vis
• Phân loại thiết bị đo quang :
1/ Theo bản chất của bộ đơn sắc :
- Photometer (quang kế) : dùng kính lọc màu  bức xạ
kém đơn sắc
- Spectrophotometer (quang phổ kế) : dùng lăng kính hay
cách tử nhiễu xạ  bức xạ có độ đơn sắc cao (là loại
máy thông dụng nhất hiện nay)
2/ Theo nguyên lý hoạt động (hay cấu tạo thiết bị)
- Máy 1 chùm sáng (single beam)
- Máy 2 chùm sáng(dual beam)

Sơ đồ máy đo quang 1 chùm sáng
Sơ đồ máy đo quang 2 chùm sáng

Spectrophotometer
DR 4000 (Hache, Đức)
Sơ đồ cấu tạo máy đo quang 1 chùm sáng
Visible Spectrophotometer
GENESYS 20 (Thermo, USA)

Evolution 160
(Thermo, USA)
Cary 50
(Varian, USA)

• Các bộ phận cơ bản trong máy đo 1 chùm sáng :
- Nguồn bức xạ :
 Đèn W (380 – 1000 nm = Vis + IR gần)
 Đèn D (180 – 375 nm = UV gần)
 Đèn Xe (260 – 600 nm : UV gần + Vis)
 Đèn Xe hiện đại: 190 – 1100 nm
- Bộ đơn sắc : kính lọc màu / lăng kính / cách tử nhiễu xạ
- Cuvet : thủy tinh (G) hay polymer : đo vùng Vis
thạch anh (Q) : đo vùng UV
- Tế bào quang điện
- Bộ khuếch đại tín hiệu
- Bộ ghi nhận tín hiệu

Cách đo độ hấp thụ
trên máy đo quang 1 chùm sáng :
- Mở máy
- Chọn đèn đo
- Chọn bước sóng
- Đợi 15 – 30 phút (tùy loại máy) cường độ ổn định
- Đưa cuvet chứa dung dịch nền vào ngăn chứa cuvet
 A = 0
- Đưa cuvet chứa dung dịch mẫu vào đo :
 Ađọc = Achất HT

2/ Các cách định lượng :
a)Phương pháp trực tiếp :
Tính trực tiếp từ công thức :
( : tra cứu tài liệu ; l : bề dày cuvet)
Ưu điểm : đơn giản
Nhược điểm : có thể không đúng (do  không phù hợp với
điều kiện đo)
l
A
C x
x
.



b) Phương pháp so sánh :
Dung dịch chuẩn (C0)  A0 ; Dung dịch phân tích (Cx)  Ax
Tạo phức màu, đo quang các dung dịch trên (cùng điều kiện)
(C0, Cx : nồng độ X trong các dd đo quang)
Ưu điểm : đơn giản
Nhược điểm : có thể không đúng do :
- Có sự sai lệch so với định luật Lambert – Beer  nên pha
dung dịch chuẩn có C0 ≈ Cx
- Có sự khác biệt nhiều về thành phần nền của mẫu chuẩn và
mẫu phân tích
0
0
C
A
A
C x
x 


c) Phương pháp đường chuẩn :
Dung dịch phân tích : CX
Pha dãy chuẩn (5 – 8 mẫu chuẩn) :
C1, C2 , …, Cn
(dãy chuẩn phải nằm trong vùng
tuyến tính A – C)
Tạo phức màu và đo độ hấp thụ
trong cùng điều kiện :
(A1, A2, …, An) và Ax
Dựng đường chuẩn (pp bình
phương tối thiểu) : A = a.C + b

a
b
A
C x
x



d) Phương pháp thêm :
 Phương pháp thêm chuẩn :
Dung dịch mẫu (chứa cấu tử phân tích X) : CX
Dung dịch chuẩn thêm được pha chế bằng cách thêm một
lượng chính xác cấu tử X (∆Cx) vào dung dịch phân tích :
C0 = Cx + ∆Cx
Tạo phức màu, đo quang 2 dung dịch trong cùng điều kiện
 AX ; A0
Ax = lCx
A0 = lC0 = l (Cx + Cx) x
x
x
x C
A
A
A
C 



0

t
s
x
V
C
V
C 0
.


x
t
đo
x
phântích
dd
x
V
V
C
C
.
)
(
)
(

x
x
x
quang
đo
dd
x
C
A
A
A
C 



0
)
(
-Lấy Vx ml dd phân tích vào 2
bình định mức
-Thêm Vs ml dung dịch chuẩn
(nồng độ C0)
- Tạo màu, định mức lên Vt ml.
Đo quang.
Vx ml (Cx)
VS ml (C0)

 Phương pháp đường chuẩn thêm
Dung dịch phân tích (nồng độ CX)
Pha n mẫu chuẩn thêm (n = 5 – 8) :
Ci = Cx + ∆Ci
Tạo phức màu, đo A (cùng điều kiện) :
A1, A2, …, An
Dựng đường chuẩn thêm : A = a. ∆C + b
 Cx = b/a
Ưu điểm của phương pháp thêm :
Loại trừ sự khác biệt về thành phần nền
của dung dịch mẫu và dung dịch chuẩn
 chính xác hơn pp so sánh và pp
đường chuẩn
A
∆C
A = a. ∆C + b
0

Nồng độ thêm vào bình thứ i
Đo A : Ax, (A1, A2, …, An)
Dựng đường chuẩn thêm :
A = a.∆C + b
Nồng độ X trong dd đo :
Nồng độ X trong dd phân tích:
t
i
i
V
C
V
C 0
.


a
b
C đo
x 
)
(
x
t
đo
x
ddphântích
x
V
V
C
C
.
)
(
)
( 
Vx ml (CX)
Vi ml (C0)
Tạo màu, định mức (Vt ml). Đo A
Thêm chuẩn
Mẫu Dãy chuẩn

e) Phân tích hỗn hợp nhiều cấu tử :
Phổ hấp thụ của dung dịch
hỗn hợp 2 cấu tử
Hỗn hợp chứa 2 cấu tử :
M (λmax = λ1) ; N (λmax = λ2)
Đo A lần lượt ở λ1 và λ2 :
Các hệ số
được xác định nhờ các dung dịch
chuẩn của M và N (II).
Giải hệ phương trình trên  CM ; CN
)
(
2
)
(
2
)
(
1
)
(
1 ,
,
, N
M
N
M



 



)
(
)
(
2
)
(
)
(
2
2
)
(
)
(
1
)
(
)
(
1
1
.
.
.
.
N
N
M
M
N
N
M
M
C
C
A
C
C
A















f) Chuẩn độ trắc quang :
Các đường chuẩn độ
trắc quang điển hình
A + T  P
A = A.l.CA + T.l.CT + P.l.CP
 ĐTĐ ứng với điểm gãy
của đường chuẩn độ
Thể tích dung dịch chuẩn (VT)

Xác định hàm lượng đồng trong quặng
bằng phương pháp trắc quang với thuốc thử Néocuproine

4.4.7. Ứng dụng và giới hạn định lượng của phương pháp
trắc quang –so màu :
 Ứng dụng : rộng rãi trong phân tích
- Cho phép định lượng hầu hết ion vô cơ và một số hợp chất hữu
cơ với sai số khoảng 1- 5%
- Độ nhạy : khá cao (cỡ ppm)
- Chọn lọc (chọn thuốc thử tạo phức, hay chọn bước sóng thích
hợp để đo độ hấp thụ)
- Thao tác đơn giản, nhanh chóng ; thiết bị tương đối rẻ tiền
 Khả năng định lượng : phân tích cấu tử vi lượng
Cấu tử đa lượng : pha loãng mẫu ; Cấu tử vết : làm giàu mẫu

Bài tập 1.
Để xác định hàm lượng Fe trong một mẫu nước thải công nghiệp,
người ta lấy 10 ml nước thải, đem khử hoàn toàn Fe3+ trong mẫu
về dạng Fe2+, sau đó tạo phức với o-phenanthroline rồi định mức
lên 50 ml. Độ hấp thụ của dung dịch đo ở 510 nm (với cuvet 1 cm)
là 0,269.
Tính hàm lượng Fe trong mẫu nước thải theo ppm, biết rằng kết
quả dựng đường chuẩn Fe2+ bằng phương pháp này như sau :
CFe (ppm) 0,00 1,00 2,00 3,00 4,00
A 0,000 0,180 0,359 0,549 0,725

Giải :
Bảng số liệu
 Phương trình đường chuẩn :
A = 0,1819C – 0,0012
Nồng độ Fe trong dd đo quang :
≈ 1,49 ppm
Hàm lượng Fe trong mẫu nước thải phân tích :
ppm
C ddpt
Fe 45
,
7
10
50
.
48
,
1
)
( 
0,1819
0,0012
0,269
1819
,
0
0012
,
0
A
C đo
đo)
Fe(dd




Đường chuẩn Fe y = 0.1819x - 0.0012
R2
= 0.9999
0.000
0.200
0.400
0.600
0.800
0.00 2.00 4.00 6.00
Fe (ppm)
A

Bài tập 2
Lấy 5,00 ml một mẫu nước biển cho tạo phức với
Dithizone. Phức Pb(II)-Dithizonat tạo thành được chiết sang
dung môi CCl4 và định mức lên 25,00 ml cho giá trị độ hấp
thụ (đo ở 520 nm ; cuvet 1 cm) là 0,193.
Mặt khác, nếu thêm 1,00 ml dung dịch chuẩn Pb2+ có
nồng độ 1560 ppb vào 5,00 ml mẫu nước biển phân tích,
sau đó cũng tạo phức màu, chiết và định mức lên 25,00 ml
như trên thì độ hấp thụ của dung dịch thu được là 0,419.
Tính ppb Pb2+ trong mẫu nước biển đã cho.

Giải :
Đây là pp thêm  Dùng công thức :
Nồng độ thêm :
Nồng độ Pb2+ trong mẫu đo :
Nồng độ Pb2+ trong mẫu nước biển :
ppb
C pt 45
,
266
5
25
.
29
,
53
)
( 

x
x
x
x C
A
A
A
C 



0
ppb
Cx 4
,
62
25
1560
.
1



ppb
C
A
A
A
C x
x
x
x 29
,
53
4
,
62
.
193
,
0
419
,
0
193
,
0
0








4.5. Phương pháp quang phổ hấp thụ nguyên tử (AAS)
4.5.1. Nguyên tắc : dựa trên hiện tượng hấp thụ bức xạ của các
nguyên tử
4.5.2. Khả năng ứng dụng của phương pháp :
- Định tính : dựa vào tần số bức xạ bị hấp thụ
- Định lượng : dựa vào sự phụ thuộc của cường độ hấp thụ (A) vào
nồng độ nguyên tử trong mẫu đo (C) :
A = - lg (Il / I0) = k.a.Cb
I0, Il : cường độ tia tới và tia ló
k : hệ số hấp thụ (phụ thuộc bản chất nguyên tử hấp thụ)
a : hằng số (phụ thuộc cấu tạo thiết bị, điều kiện đo)
b : hệ số (phụ thuộc nồng độ nguyên tử hấp thụ)
C nhỏ  b = 1 ; C lớn 0 < b < 1

4.5.3. Sơ đồ cấu tạo thiết bị AAS – Nguyên lý hoạt động :
 Các kỹ thuật AAS :
 Quang phổ hấp thụ nguyên tử ngọn lửa (FAAS): nguyên tử hóa ở 2000 –
30000C
 Kỹ thuật lò graphite (GF-AAS) : nhiệt độ nguyên tử hóa 30000C  phân tích
các chất bền nhiệt
 Kỹ thuật hóa hơi lạnh (CV-AAS / HG-AAS) : hydrur hóa các ion kim loại 
hóa hơi ở nhiệt độ thường  phân tích các nguyên tố dễ bay hơi (Hg, Sb, As,
Se, Bi, Te, Zn,..)

4.6. Phương pháp đo thế (Potentiometry)
4.6.1. Nguyên tắc : dựa trên việc đo thế của điện cực chỉ thị đối với ion cần
xác định
Điện cực chỉ thị là điện cực có thế phụ thuộc trực tiếp vào nồng độ
ion X cần xác định : Ect = f (CX)
Do không thể xác định thế tuyệt đối của điện cực chỉ thị nên trong
phương pháp đo thế, người ta đo hiệu điện thế giữa điện cực chỉ thị và một
điện cực có thế không đổi và đã biết chính xác (điện cực so sánh). Phép đo
được thực hiện trong điều kiện cường độ dòng điện đi qua mạch bằng 0.
Vậy, hiệu thế đo được giữa 2 điện cực là :
E = Ect – Ess + Ekt
Ess : thế của điện cực so sánh (Ess = const trong quá trình đo)
Ekt : thế khuếch tán (Ekt được giảm thiểu bằng cầu muối KCl)

Sơ đồ mạch đo thế điện cực
R : biến trở con chạy ; G: điện kế;
K : ngắt /đóng điện ;
RE: điện cực so sánh ;
IE : điện cực chỉ thị
Cấu tạo pin điện hóa
đo thế điện cực

Sơ đồ mạch đo thế điện cực chỉ thị

4.6.2. Các loại điện cực thông dụng trong phương pháp đo thế :
a) Điện cực loại 1 :
Cấu tạo : gồm một dây (hay bản) kim loại (hay phi kim) nhúng vào
dung dịch chứa cation kim loại (hay anion của phi kim) tương ứng.
Ký hiệu : M| Mn+ (điện cực kim loại)
X| Xn- (điện cực phi kim)
Ví dụ :
- Điện cực bạc : Ag| Ag+
Ag+ + e Ag
 EAg+/Ag = E0
Ag+/Ag + 0,059 lg[Ag+]
 dùng làm điện cực chỉ thị đối với ion Ag+
- Điện cực Hydro : Pt, H2|H+
2H+ + 2e H2  E2H+/H2 = (0,059/2) lg([H+]2/pH2)
Nếu : pH2 = 1 atm thì : E2H+/H2 = - 0,059 pH
 dùng làm điện cực chỉ thị đo pH

b) Điện cực loại 2 :
Cấu tạo : gồm một kim loại M được phủ một lớp hợp chất khó tan
của kim loại này (MXn) và nhúng vào dung dịch chứa anion của
hợp chất khó tan nói trên (X-)
Ký hiệu : M, MXn(r)| Xn-
Quá trình điện cực : MXn (r) + n e M + n X-
Phương trình Nersnt : E = E0 – 0,059 lg[X-]
Ví dụ :
- Điện cực calomel : Hg, Hg2Cl2(r)| KCl
- Điện cực bạc clorur : Ag, AgCl (r)| KCl
Ứng dụng : dùng làm điện cực so sánh (dễ chế tạo và có thế ổn
định) hay điện cực chỉ thị đối với ion Cl -

Điện cực Hydro Điện cực calomel Điện cực bạc clorur

c) Điện cực oxy hóa – khử :
Cấu tạo : gồm thanh kim loại trơ
(Pt, Au, Pd,...) nhúng trong dd chứa
một cặp oxy hóa – khử liên hợp
Ký hiệu : Pt | Ox, Kh
Quá trình điện cực : Ox + ne Kh
Pt Nernst :
]
[Re
]
[
lg
059
,
0
0
Re
/
Re
/
d
Ox
n
E
E d
Ox
d
Ox 


c) Điện cực màng (điện cực chọn lọc ion = ISE) : là nhóm điện cực
quan trọng, cho phép xác định nhanh và chọn lọc nhiều cation và anion.
Cấu tạo : gồm điện cực so sánh trong (Reftrong) nhúng vào dung dịch
chuẩn của ion cần xác định ([A]trong) và 1 điện cực so sánh ngoài
(Refngoài) nhúng vào dung dịch chứa ion cần phân tích ([A]ngoài). Hai điện
cực được cách nhau bởi một màng mỏng làm bằng vật liệu đặc biệt
Reftrong || [A]trong | Màng | [A]ngoài || Ref ngoài
Sự khác biệt về nồng độ dung dịch bên trong và bên ngoài màng tạo ra
thế màng :
Phân loại : - Điện cực màng thủy tinh
- Điện cực màng rắn
- Điện cực màng lỏng
ngoài
m A
n
K
E ]
lg[
059
,
0



Điện cực màng thủy tinh đo pH :
Cấu tạo :
Ag, AgCl | H+
trong || Màng tt || H+
ngoài | AgCl, Ag
Thế điện cực : Em = K - 0,059 pH (ngoài)
với : K = const (K thay đổi theo điện cực và theo
thời gian  cần chuẩn hóa điện cực trước khi dùng)
Ứng dụng : đo pH dung dịch (pH = 1 – 12)
Lưu ý :
-Trước khi đo : chuẩn hóa điện cực ít nhất
bằng 2 dung dịch đệm (pH = 7 và pH > 7 hay pH
< 7 tùy theo vùng pH của dd mẫu phân tích).
- Điện cực mới dùng lần đầu : trước khi đo
phải ngâm nhiều giờ trong HCl loãng để hoạt
hóa điện cực
- Bảo quản điện cực: ngâm trong dd đệm pH 4
Sơ đồ cấu tạo điện cực
màng thủy tinh đo pH

Điện cực màng rắn : Cấu tạo tương tự điện cực màng thuỷ tinh, nhưng màng điện cực
cấu tạo từ tinh thể muối khó tan của ion cần xác định. Điện cực hoạt động dựa trên sự
ion hóa lớp tinh thể muối ở 2 bên màng khi tiếp xúc với dung dịch chất điện ly.
Ví dụ : Điện cực màng chọn lọc đối với F- có màng cấu tạo từ LaF3 có khả năng ion
hóa (LaF3 LaF2
+ + F– ), bên trong chứa điện cực Ag/AgCl nhúng trong dung dịch
NaF 0,1 M
Điện cực màng lỏng : Màng là một vật liệu trơ, xốp bằng polymer được thấm đẫm một
chất lỏng hữu cơ không trộn lẫn với nước và có khả năng trao đổi chọn lọc với một số
ion trong dung dịch tiếp xúc với nó

4.6.3. Ứng dụng của phương pháp đo thế
a) Phương pháp đo trực tiếp (phép đo ion): Đo thế điện cực chỉ thị
đối với ion cần xác định  nồng độ ion này.
Ví dụ : Đo pH bằng điện cực thủy tinh;
đo nồng độ ion F- bằng điện cực ISE chọn lọc đối với F-, …
(dùng phương pháp đường chuẩn hay phương pháp thêm)
b) Phương pháp chuẩn độ điện thế : Nghiên cứu sự biến thiên của
thế điện cực chỉ thị đối với ion X cần xác định theo thể tích VR của
dung dịch chuẩn R thêm vào trong quá trình chuẩn độ :
X + R  P + Q
Từ đường biểu diễn E = f (VR)  xác định ĐTĐ của quá trình chuẩn độ.
Khả năng ứng dụng : tương tự phương pháp phân tích thể tích nhưng
chọn lọc hơn và có độ nhạy cao hơn (10-5 – 10-6 M)

Các thành phần trong thiết bị
chuẩn độ điện thế
Các cách xác định điểm tương đương
trong phương pháp chuẩn độ điện thế

Các trường hợp chuẩn độ điện thế
Phép chuẩn độ -
Phản ứng chuẩn độ
Đại lượng
biến thiên
Các điện cực sử dụng
Chuẩn độ acid-baz :
H+ + OH- H2O
pH = f (Vacid / baz) - Điện cực đo pH tổ hợp
Chuẩn độ complexon :
Mn+ + H2Y2 - MY(n-4) + 2 H+
E = f (VEDTA) - Điện cực chọn lọc đối với Mn+
Chuẩn độ kết tủa :
Ag+ + X- AgX
E = f (VAgNO3) - Điện cực chọn lọc đối với
Ag+ hay X-
Chuẩn độ oxy hóa – khử :
Ox1 + Kh2 Kh1 + Ox2
E = f (VOx1 hay Kh2) - Điện cực oxy hóa - khử tổ hợp :
Pt/Ox1,Red1 hay Pt/Ox2, Red2

Chương 5.
PHƯƠNG PHÁP TÁCH CHIẾT & SẮC KÝ
Phương pháp Nguyên tắc Ví dụ
Vật lý Dùng
trường lực vật lý
Lọc ; ly tâm ;
điện phân; điện di ;
thẩm tích
Hóa lý Dùng hiện tượng
phân bố
Chưng cất ; thăng hoa ;
chiết ; sắc ký
Hóa học Dùng phản ứng
hóa học
Kết tủa ; cộng kết
5.1. Phân loại các phương pháp tách

5.2. LỌC : tách các hạt pha rắn khỏi pha lỏng bằng
màng lọc thích hợp nhờ sự chênh lệch áp suất giữa
2 bên màng.
VẬT LIỆU LỌC ĐẶC TÍNH
Lọc dày bằng giấy / sợi thủy tinh/ amiant
Lọc màng bằng cellulose / acetat cellulose / nitrat
cellulose / teflon
- màng vi lọc : dpore = 0,1 – 8 μm
- màng siêu lọc : dpore = 5 – 35 nm

KỸ THUẬT LỌC DỤNG CỤ LỌC
Lọc dưới tác dụng
trọng lực
phễu lọc thủy tinh + giấy lọc
Lọc hút chân không - phễu sứ (Buchner) giấy lọc lọc
thủy tinh xốp + bình lọc hút chân
không + bơm hút chân không
Lọc dưới áp suất Màng siêu lọc

2/ Lọc dung môi HPLC
bằng màng siêu lọc
1/ Lọc mẫu HPLC bằng màng siêu lọc

CHƯNG CẤT PHÂN ĐOẠN
DƯỚI ÁP SUẤT KHÍ QUYỂN
Dụng cụ chưng cất (video)
CHƯNG CẤT
DƯỚI ÁP SUẤT THẤP
Thiết bị cô quay (video)
5.3. CHƯNG CẤT : chuyển chọn lọc một cấu tử từ pha lỏng
sang pha hơi (nhờ tác dụng nhiệt) rồi cho ngưng tụ trở lại 
tách được cấu tử nghiên cứu

5.4. CHIẾT : chuyển cấu tử từ pha I (rắn hay lỏng) sang
pha II không trộn lẫn với nó
Cơ sở lý thuyết : Định luật phân bố Nersnst
const
K
k
k
A
A
D
I
II



2
1
)
(
)
(
]
[
]
[
II
I KD : hệ số phân bố của A
KD phụ thuộc : bản chất A; pha I và II ; t0
KD > 1 : A tan trong dung môi II nhiều hơn
I  có thể chiết A từ dung môi I sang dung
môi II

 Phân loại phương pháp chiết :
Phân loại theo bản chất pha :
 Chiết lỏng – lỏng : lỏng  lỏng
 Chiết rắn - lỏng : rắn  lỏng
 Chiết lỏng-rắn (chiết pha rắn) : lỏng  rắn
 Nguyên tắc chọn dung môi chiết :
 chiết chọn lọc
 hiệu suất chiết cao
 Chọn dung môi thích hợp :
“Like dissolves like”
 Chiết nhiều lần

Phân loại theo kỹ thuật chiết :
Chiết gián đoạn : chia lượng dung môi làm nhiều
phần, chiết nhiều lần  tăng hiệu suất chiết
Dụng cụ : phễu chiết
Máy lắc phễu chiết Phễu chiết (video)

Chiết liên tục : cho 2 pha tiếp xúc liên
tục với pha chứa chất cần chiết
Dụng cụ - Thiết bị :
- Chiết lỏng – lỏng : perforator
- Chiết rắn – lỏng : soxhlet
máy đồng hóa
(homogeniser; vortexer)

Dụng cụ chiết rắn - lỏng liên tục : SOXHLET

Thiết bị chiết rắn - lỏng : máy đồng thể hóa
Máy khuấy trộn tốc độ cao
(Homogeniser)
Máy khuấy rung
(vortexer)

Ứng dụng của phương pháp chiết :
- loại bỏ cấu tử cản  tăng độ chọn
lọc của phương pháp phân tích
- chiết cấu tử cần phân tích
- làm giàu cấu tử phân tích  tăng
độ nhạy của phương pháp phân tích

5.4. PHƯƠNG PHÁP SẮC KÝ (CHROMATOGRAPHY)
5.4.1. Lịch sử phương pháp :
Thí nghiệm của Mikhail Tswett
(1906) : tách dịch chiết lá cây trên cột
CaCO3
Hỗn hợp (lục) tách ra thành 3 vùng :
- Chlorophyll a : lục
- Chlorophyll b : lục lam
- Carotenoid : vàng
Khái niệm : sắc ký ; sắc ký đồ

Một số khái niệm :
a) Pha tĩnh (SP) : là pha đứng yên
- SP rắn : gồm các hạt rắn kích thước nhỏ có cấu trúc
xốp được nhồi vào cột
- SP lỏng : chất lỏng liên kết với các nhóm chức trên
bề mặt giá thể
b) Pha động (MP) : là pha linh động (L / K) được cho di
chuyển liên tục qua pha tĩnh
c) Rửa giải : cho MP chạy liên tục qua SP
 tách các cấu tử trong hỗn hợp
d) Sắc ký : Quá trình tách dựa trên ái lực khác nhau của
các cấu tử trong hỗn hợp vói SP và MP

Thời gian
Detector
Signal 1 2
Nguyên nhân tách hỗn hợp cấu tử trong quá trình sắc ký
do sự khác nhau của KD của các cấu tử giữa SP và MP
KD (2) > KD (1)
 v2 < v
1  tR (2) > tR (1)

Phân loại các phương pháp sắc ký
Theo trạng thái
tập hợp của MP
Theo phương
tiện tách
Theo cơ chế tách
Sắc ký lỏng
(LC)
Sắc ký cột Sắc ký hấp phụ
Sắc ký khí
(GC)
Sắc ký phẳng Sắc ký phân bố
Sắc ký trao đổi ion
Sắc ký loại trừ
Sắc ký ái lực

CƠ CHẾ TÁCH SẮC KÝ
Phương pháp Cơ chế tách
Sắc ký phân bố Sự khác biệt về độ tan của các cấu tử trong
hỗn hợp sắc ký đối với pha tĩnh (L) và pha
động (L; K)
Sắc ký hấp phụ Sự khác biệt về khả năng hấp phụ của pha
tĩnh (R) đối với các cấu tử trong hỗn hợp
sắc ký
Sắc ký trao đổi ion Sự khác biệt về khả năng hấp phụ trao đổi
ion của các cấu tử (ion) trong hỗn hợp với
các ion linh động trên bề mặt pha tĩnh (R)
Sắc ký loại trừ Sự khác biệt về kích thước phân tử của các
cấu tử trong hỗn hợp sắc ký
Sắc ký ái lực Sự khác biệt về khả năng tương tác của các
cấu tử trong hỗn hợp sắc ký với pha tĩnh (R;
L)

SẮC KÝ CỘT (Column Chromatoraphy)
Phương tiện tách: Pha tĩnh được
nhồi vào cột (thủy tinh/kim loại)
Cơ chế tách: hấp phụ; phân bố;
trao đổi ion; loại trừ (thấm qua gel);
tương tác ái lực
Ứng dụng: tách hay tinh chế các
cấu tử từ một hỗn hợp
Nhược: mất thời gian; tốn kém
(mẫu, pha tĩnh, dung môi); tách hỗn
hợp phức tạp kém hiệu quả
Tách trên cột  thu các phân đoạn cấu tử
- Định tính: nhận biết bằng pp hoá
học (dùng p/ứ đặc trưng) hay hóa lý
(phổ UV-Vis, MS, NMR,…)
- Định lượng: pp phân tích hóa lý (pp
so sánh hay đường chuẩn)

SẮC KÝ BẢN MỎNG (Thin Layer Chromatography)
 Phương tiện tách: bản (thủy tinh / nhôm / nhựa) được phủ
một lớp mỏng các hạt rất mịn (d = 0,5 – 0,25 μm) của pha tĩnh
 Cơ chế tách: hấp phụ ; phân bố ; trao đổi ion ; rây phân tử
 Ứng dụng: định tính hay định lượng (phân tích dược phẩm,
mẫu sinh học,…)
 Ưu: đơn giản, nhanh
Định tính: hiện vết cấu tử (phun thuốc hiện màu; chiếu tia
UV)  so sánh Rf của chuẩn và mẫu (đồng sắc ký)
Định lượng: cạo vết cấu tử  hòa tan trong dung môi thích
hợp  định lượng (pp hóa lý)

Chấm mẫu trên bản mỏng Chạy sắc ký bản mỏng
Xác định Rf

SẮC KÝ LOẠI TRỪ (SẮC KÝ GEL)
Size-Exclusion Chromatography

SẮC KÝ ÁI LỰC
(Affinity Chromatography)

Enzyme-Linked Immunosorbent Assay (ELISA)

CÁC KỸ THUẬT SẮC KÝ HIỆN ĐẠI
Xu hướng hiện đại trong sắc ký:
-giảm kích thước hạt pha tĩnh để tăng hiệu quả tách  dùng bơm cao áp
để đẩy pha động đi qua cột
- tạo pha tĩnh tương tác đặc hiệu (ghép pha)
Các kỹ thuật sắc ký hiện đại:
1/ Sắc ký lỏng hiệu năng cao (HPLC): phân tích nhiều loại hợp chất khác
nhau
2/ Sắc ký khí (GC): phân tích hợp chất dễ bay hơi hay dễ chuyển thành
dẫn xuất dễ bay hơi
Ưu điểm: tự động hóa, đa năng, hiệu quả tách tốt  phân tích nhiều hỗn
hợp phức tạp
Ứng dụng: rất rộng rãi (phân tích hóa học, sinh hóa, thực phẩm, dược
phẩm, môi trường,…)

THIẾT BỊ SẮC KÝ LỎNG HIỆU NĂNG CAO (HPLC)
Sơ đồ thiết bị HPLC

Tách hỗn hợp peptid bằng phương pháp HPLC

SƠ ĐỒ THIẾT BỊ SẮC KÝ KHÍ (GC)

Phân tích hỗn hợp thuốc trừ sâu chứa Clor trong nước (pp GC)

Các đại lượng cơ bản trong
sắc ký :
tR : thời gian lưu
t0 : thời gian chết
tR’= tR – t0 : thời gian lưu hiệu dụng
k’: thừa số lưu giữ
α : hệ số chọn lọc
N : số đĩa lý thuyết
N = L / H
o
R
o
o
R
t
t
t
t
t
k
'
' 


3
4
2
1
2
'
'
'
'
k
k
t
t
R
R



Sắc ký đồ

Định tính : so sánh tR’ của mẫu và chuẩn trong cùng điều
kiện sắc ký (phương pháp đồng sắc ký; phương pháp
thêm)
Định lượng : dựa trên tính chất Sx ~ Cx
-Tính % X trong mẫu phân tích :
- Tính nồng độ trong dung dịch phân tích : Phân tích
các dung dịch chuẩn và mẫu trong cùng điều kiện 
đo diện tích pic Si dùng phương pháp so sánh hay
phương pháp đường chuẩn C = f (Speak)
%
100
.
%


i
i
x
S
S
X

Chương 6.
PHƯƠNG PHÁP XỬ LÝ SỐ LIỆU THỰC NGHIỆM
6.1. Chữ số có nghĩa: gồm các chữ số đứng trước được xác
định chính xác và chữ số cuối được ước lượng gần đúng
6.2. Biễu diễn kết quả đo trực tiếp và gián tiếp :
a) Biểu diễn kết quả đo trực tiếp :
Nguyên tắc : Kết quả đo trực tiếp phải được biểu diễn phù hợp
với độ chính xác của dụng cụ đo lường.
Câu hỏi :
Lấy “15,5 ml “ bằng ống đong khắc vạch 1 ml  ghi là …. ….. ml
(có mấy chữ số có nghĩa ?)
……………..bằng pipet / buret khắc vạch 0,1 ml ghi là ……. ml
(có mấy chữ số có nghĩa ? )

Lưu ý :
- Chữ số 0 đứng trước không có nghĩa
Câu hỏi :
5 g = 0,005 kg = 0,0000005 tấn (có mấy chữ số có
nghĩa ? )
Biểu diễn khoa học : 5 g = 5,000.10 -3 kg (Đúng / Sai ?)
- Chữ số 0 đứng sau có nghĩa hay không tùy trường
hợp
Câu hỏi : Cách biểu diễn kết quả đo trực tiếp và số chữ
số có nghĩa trong các trường hợp sau :
a/ Cân “5 g” bằng cân kỹ thuật chính xác 1 g
b/ Cân “5 g” bằng cân phân tích chính xác 0,1 mg

- Các chữ số trong phần đặc trị trong kết quả lấy logarit
của một số là không có nghĩa; những các chữ số
trong phần định trị là có nghĩa.
Câu hỏi :
1. Tính pH của các dung dịch
a/ HCl 0,1 M  pH = ……
b/ NaOH 0,100 M  pH = ………..
2. Tính nồng độ H+ trong các dung dịch sau :
a)HNO3 có pH = 2,00
b) KOH có pOH = 3,7

b) Biểu diễn kết quả đo gián tiếp :
Nguyên tắc : Độ chính xác của kết quả đo gián tiếp không thể
lớn hơn độ chính xác của số hạng kém chính xác nhất trong
biểu thức tính
Bài tập :
Chuẩn độ 50,00 ml Fe2+ bằng dung dịch chuẩn KMnO4 0,0500 N
trong môi trường có pH = 0 thì tiêu tốn hết “4,2 ml”.
Biểu diễn nông đô mol của Fe2+ trong dung dịch định phân trong
các trường hợp sau :
a) Dung dịch chuẩn KMnO4 được chứa trong buret thông thường
(khắc vạch 0,1 ml)
b) Dung dịch chuẩn KMnO4 được chứa trong microburet (khắc
vạch 0,01 ml)

6.3. Sai số hệ thống – Sai số ngẫu nhiên
Phân biệt Sai số hệ thống Sai số ngẫu nhiên
Đặc điểm Dấu (+ hay -) hằng định Dấu không xác định
Nguyên
nhân
Chủ quan  xác định
được
- Dụng cụ, thiết bị không
chính xác
- Phương pháp phân tích
- Người phân tích thiếu
kinh nghiệm
Ngẫu nhiên (khách quan)
 không xác định được
- Môi trường : nhiệt độ,
không khí, độ ẩm, ánh
sáng,…
- Người phân tích
Cách hạn
chế
- Dùng dụng cụ, thiết bị
chính xác (chuẩn hóa
trước khi đo)
- Dùng phương pháp
đúng
- Người phân tích : cẩn
thận, kinh nghiệm
-Phân tích nhiều lần
- Xử lý số liệu bằng
phương pháp thống kê

6.4. Các đại lượng thống kê cơ bản :
Giá trị trung bình
Giá trị thực
Độ lệch chuẩn
Phương sai
Hệ số biến thiên
X
X
n
n
i
n


1





n
X
n
lim

1
)
/
)
(
1
)
(
1
2
1
2






 
 

n
n
X
X
n
X
X
S
n
i i
i
i
n
i
n
i
n
n
X
S
n
i
i
n
n







 1
2
)
(
lim


%
100
.
n
n
X
S
CV 

6.5. Loại giá trị nghi ngờ bằng chuẩn Q :
- Sắp xếp các kết quả theo thứ tự tăng dần :
X1 < X2 < ….< Xn
- Tính Qtn. So sánh với Qlt (tra bảng)
Qtn > Qlt : loại bỏ giá trị nghi ngờ.
Qtn < Qlt : giữ lại giá trị nghi ngờ

Giá trị Qlt ứng với số lần thí nghiệm và độ tin cậy P
Giá trị
nghi ngờ
Công thức
tính Qtn
Số TN
n
Qlt
90% 95% 99%
Giá trị nhỏ
nhất X1
3 0,94 0,98 0,99
4 0,76 0,85 0,93
5 0,64 0,73 0,82
6 0,56 0,64 0,74
Giá trị
lớn nhất Xn
7 0,51 0,59 0,68
8 0,47 0,54 0,63
9 0,44 0,51 0,60
10 0,41 0,48 0,57
1
1
2
X
X
X
X
n 

1
1
X
X
X
X
n
n
n

 

6.6. Ước lượng kết quả phân tích bằng chuẩn Student :
hay :
n
S
t
X
n
S
t
X P
f
n
P
f
n ,
, 


 
n
S
t
X P
f
n ,



Độ tin cậy P
Bậc tự
do f 90 % 95% 99%
1 6,31 12,7 0 63,70
2 2,92 4,30 9,92
3 2,35 3,18 5,84
4 2,13 2,78 4,60
5 2,02 2,57 4,03
6 1,94 2,45 3,71
7 1,90 2,36 3,50
8 1,86 2,31 3,36
9 1,83 2,26 3,25
10 1,81 2,23 3,17
11 1,80 2,20 3,11
12 1,78 2,18 3,06
13 1,77 2,16 3,01
14 1,76 2,14 2,98
 1,64 1,96 2,58

HOA PHAN TICH [revised].ppt

More Related Content

What's hot

Similar to HOA PHAN TICH [revised].ppt

Recently uploaded

HOA PHAN TICH [revised].ppt