Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích NỘI QUY MƠN HỌC THÍ NGHIỆM HĨA PHÂN TÍCH Trước buổi thực tập (chuẩn bị nhà): xem kỹ nội dung thực tập để nắm vững nguyên tắc, cách tính toán cách thực thí nghiệm Đến phòng thí nghiệm quy định, nộp đầy đủ tường trình cho giáo viên hướng dẫn sau buổi thí nghiệm Nghe thực dẫn cụ thể giáo viên thực hành trước tiến hành thí nghiệm Đứng chỗ thí nghiệm quy định Kiểm tra dụng cụ, thiếu hỏng báo cáo cho giáo viên Có thái độ nghiêm túc khoa học buổi thí nghiệm: ghi chép kết đo rõ ràng, đầy đủ, trung thực Giữ sẽ, gọn gàng chỗ thí nghiệm Không tự ý di chuyển hoá chất thị…dùng chung cho phòng thí nghiệm Chú ý rèn luyện kỹ thực hành phân tích định lượng: đo xác khối lượng thể tích, cách nhận điểm cuối chuẩn độ, cách bảo quản dung dịch chuẩn, kỹ thuật lọc rửa, sấy nung kết tủa… Trước rửa dụng cụ thủy tinh tráng nước cất cẩn thận, xếp lại gọn gàng báo cáo với giáo viên Theo quy định hành, sinh viên không phép dự thi học phần THỰC HÀNH PHÂN TÍCH ĐỊNH LƯNG vắng hai buổi thực tập Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích BÀI 1: CHỈ DẪN CHUNG VỀ THỰC HÀNH HÓA PHÂN TÍCH 1.1 Đối tượng, nhiệm vụ phân tích định lượng  Chọn mẫu đại diện (chọn phân nhỏ mẫu đại diện cho tồn đối tượng cần phân tích), cơng việc cần phải quy hoạch trước  Chuyển chất phân tích dạng dung dịch: hịa tan hồn tồn mẫu dung mơi thích hợp, tiến hành phân tích theo phương pháp chọn Nếu phân tích số phương pháp vật lý khơng cần hịa tan mẫu cần phải xử lý hóa học trước  Tiến hành phân tích theo phương pháp chọn  Tính kết (đánh giá kết độ xác phân tích) 1.2 Các phương pháp phân tích  Phương pháp phân tích khối lượng: Dựa vào việc cân sản phẩm tạo thành sau trình thực phản ứng tạo kết tủa từ xác định hàm lượng cấu tử cần phân tích  Phương pháp phân tích thể tích: Dựa vào việc đo xác thể tích dung dịch thuốc thử có nồng độ xác để tính hàm lượng cấu tử cần phân tích  Các phương pháp vật lý: Dựa việc đo tính chất vật lý (độ hấp thụ ánh sáng, độ dẫn điện, điện thế, cường độ dòng, cường độ xạ điện từ, ) mà tính chất hàm lượng khối lượng nồng độ cấu tử cần phân tích 1.3 Biểu diễn kết phân tích định lượng 1.3.1 Biểu diễn hóa học Biểu diễn cấu tử phân tích theo dạng tồn chất phân tích Ví dụ: Cr3+, Cr2O7, CrO4 Biểu diễn cấu tử phân tích dạng nguyên tố dạng oxit thường áp dụng hợp chất chưa biết xác thành phần không cần xác định trực tiếp thành phần Ví dụ: mẫu vơ phức tạp chứa oxi người ta thường biểu diễn nguyên tố dạng oxit: Fe – Fe3O4, Si – SiO2,… 1.3.2 Biểu diễn nồng độ phần trăm khối lượng (%) Hàm lượng cấu tử có mẫu phân tích thường biểu diễn theo phần trăm khối lượng cấu tử mẫu: q%  khoiluongcautucanphantich 100% khoiluongmau Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích Tỉ lệ phần trăm khối lượng thường dùng để biểu diễn nồng độ Nó xác định sau: Khối lượng dung dịch (trong trường hợp đơn giản có dung mơi chất tan) là: mdung dịch = mchất tan + mdung mơi Do viết lại công thức nồng độ phần trăm khối lượng sau: C% w / w  mchat tan 100% mdungmoi  mchat tan 1.3.3 Nồng độ phần trăm khối lượng – thể tích Ví dụ: dung dịch chứa 5g chất tan 100ml dung dịch dung dịch có nồng độ 5%w/v 1.3.4 Nồng độ phần trăm thể tích Ví dụ: Rượu vang có nồng độ 12% v/v etanol, điều có nghĩa 100ml rượu vang có 12 ml etanol 1.3.5 Nồng độ Phân tử gam Nồng độ phân tử gam hay nồng độ mol thể tích (nồng độ mol) thường biểu thị M, xác định sau: CM  n chat tan V dungdich 1.3.6 Nồng độ chuẩn Nồng độ chuẩn (hay nồng độ đương lượng ) tương tự nồng độ mol dùng đương lượng thay cho mol chất tan dung dịch Nó biểu thị số đương lượng Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích lít Do với dung dịch có nhiều nồng độ đương lượng cho loại phản ứng khác Ví dụ: Dung dịch axít sulfuric 1M có nồng độ đương lượng 2N cho phản ứng axít/bazơ 1N phản ứng tạo tủa BaSO4 Để tính tốn nồng độ đương lượng dung dịch bạn cần biết xác nồng độ mol hệ số tỉ lượng chất phản ứng dùng Để chuyển đổi nồng độ đương lượng sang dạng nồng độ khác trước hết bạn phải tìm nồng độ mol Nồng độ chuẩn có đơn vị [đương lượng/L] 1.3.7 Nồng độ mol khối lượng Nồng độ mol khối lượng xác định sau: Cm  n chat tan m dungmoi 1.3.8 Phần mol Phần mol định nghĩa tỉ số số mol chất tổng số mol tất chất Ví dụ: Một dung dịch chứa 10 mol etanol 1000g nước Mà 1000g nước có 55.51 mol nước phần mol etanol là: 10/(55.51+10) = 0.1527 Phần mol không phụ thuộc vào nhiệt Phần mol dùng cho hỗn hợp chất, phần mol có giá trị cực đại tổng tất phần mol chất hỗn hợp Để chuyển phần mol sang dạng nồng độ khác, cần biết khối lượng dung môi chất tan, phần mol khơng có đơn vị Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích CHUẨN ĐỘ ACID- BAZƠ BÀI 2: 2.1 Chuẩn độ NaOH HCl 0,050N 2.1.1 Nguyên tắc 2.1.1.1 Phản ứng chuẩn độ H+ + OH-  H2O pH tương đương 2.1.1.2 Định điểm cuối - Dùng chất thị pH Tuỳ nồng độ dung dịch, tùy độ xác, chọn thị thích hợp, thường dùng phenolphtalein, pH chuyển màu 8,2 – 10 (không màu  hoàng) - Dùng máy đo pH 2.1.2 Thực nghiệm 2.1.2.1 Hóa chất - Dung dịch acid chuẩn C = 0,050N - Dung dịch thị phenolphtalein 0,1% / Etanol 60% 2.1.2.2 Dùng chất thị - Buret: Dung dòch acid chuẩn - Erlen: Hút V ml bazơ + nước cất tráng thành bình + vài giọt phenolphtalein - Màu dung dịch điểm cuối: đỏ  hồng  không màu 2.1.3 Kết quả: Tính nồng độ đương lượng, nồng độ mol hay nồng độ khối lượng dung dịch khảo sát 2.2 Chuẩn độ dung dịch Na2CO3 dung dòch HCl hay H2SO4 2.2.1 Nguyên tắc 2.2.1.1 Phản ứng chuẩn độ H+ + CO32-  HCO3- Ka1 = 10-6,35 H+ + HCO3-  Ka2 = 10-10,32 2.2.1.2 Định điểm cuối - Dùng chất thị: Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích + Ở điểm tương đương (1) pH = ½ (p Ka1 + p Ka2) = 8,21 + Ở điểm tương đương (2) pH khoảng tùy thuộc nồng độ H2CO3 dung dịch Do định điểm cuối hai thị: * Phenol phtalein * Metyl da cam chuyển maøu 3,1 – 4,4 (đỏ  cam) Dùng máy đo pH: Vẽ đường biểu diễn ΔpH 2.2.2 Thực nghiệm 2.2.2.1 Hóa chất - Dung dịch chuẩn HCl - Dung dịch thị Metyl da cam 0,1%/ nước - Phenol phtalein 0,1%/ Etanol 60% 2.2.2.2 Cách tiến hành * Dùng chất thị: - Buret: dung dịch chuẩn HCl H2SO4 - Erlen: hút V ml dung dịch mẫu Na2CO3 + nước cất tráng thành bình + vài giọt thị Phenol phtalein - Màu dung dịch điểm cuối 1: hồng  khơng màu Thêm tiếp vài giọt thị định điểm cuối 2; chuẩn độ tiếp đến đổi màu thị * Duøng máy đo pH: - Buret: Dung dịch chuẩn HCl - Becher 250ml: Hút V ml dung dịch mẫu Na2CO3 + nước cất đến khoảng 100ml Ghi pH q trình chuẩn độ 2.2.3 Kết Tính nồng độ khối lượng Na2CO3 mẫu Nếu mẫu có chứa thêm NaOH NaHCO3, tính nồng độ khối lượng hợp chất mẫu Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích ĐỊNH LƯNG ION Cl- TRONG DUNG DỊCH BÀI 3: 3.1 Chuẩn độ dung dịch Cl- theo phương pháp Morh (chuẩn độ trực tiếp) 3.1.1 Ngun tắc 3.1.1.1 Phản ứng chuẩn độ Dùng dung dịch chuẩn AgNO3: Ag+ + Cl-   AgCl T AgCl = 10-9,75 Đặc điểm: - Tủa AgCl màu trắng, bền môi trường acid, tan môi trường NH4OH cân tạo phức tạo Ag(NH3)2+ - Môi trường cần có pH < 10 để tránh cân phụ: Ag+ + OH-  2AgOH   Ag2O + H2O T AgOH = 10-7,8 - Nếu dung dịch có NH4+, cần chuẩn độ pH < để tránh cân tạo phức làm tan tủa AgCl - Có hấp phụ tủa AgCl lên ion Ag+ Cl- dễ gây sai số - Cần loại ion khác có khả tạo tủa bền vững với Ag+ I-, Br-, SCN- - Phép chuẩn độ thích hợp với nồng độ Cl- khoảng 10-3 – 10-2M (sai số < 1%) 3.1.1.2 Định điểm cuối Dùng chất thị tạo tủa K2CrO4: 2Ag+ + CrO42-  Ag2CrO4 Đặc điểm: - Tủa Ag2CrO4 màu đỏ nâu, tan nhiệt độ cao - Môi trường cần có pH > để tránh cân phụ: Ag2CrO4  Ag+ + CrO42+ H+  HCrO47 T Ag2CrO4 = 10-11,95 Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích Do đó, dung dịch có NH4+, tốt nên chuẩn độ môi trường pH = ÷ Có thể tạo điều kiện cách thêm vào dung dịch lượng NaHCO3 hay Na2B4O7 - Lượng thị cần dùng thích hợp để điểm cuối gần với điểm tương đương Trong thực nghiệm, để dễ quan sát điểm cuối, thời điểm này, nồng độ cấu tử cần có trị số: + Nồng độ CrO42- tủa Ag2CrO4 khoảng 10-5M + Nồng độ CrO42- dạng tự 10-4 ÷ 10-3M - Cần loại ion có khả tạo tủa với CrO42- Ba2+, Pb2+ 3.1.2 Thực nghiệm 3.1.2.1 Hóa chất - Dung dòch AgNO3 C = 0,040N - NaHCO3 hay Na2B4O7 rắn - Dung dịch thị K2CrO4 10% / nước - Buret: dung dịch chuẩn AgNO3 3.1.2.2 Cách tiến hành - Erlen: hút V ml dung dịch mẫu Cl- + nước cất tráng thành bình, kiểm pH dung dịch giấy pH Nếu cần, dùng NaHCO3 hay Na2B4O7 điều chỉnh đến pH thích hợp + V ml dung dịch thị K2CrO4 10% tương ứng với khoảng nồng độ - Dung dịch điểm cuối: vàng xuất tủa đỏ nâu làm toàn khối dung dịch có màu vàng ánh hồng 3.1.3 Kết - Nếu mẫu lỏng, định nồng độ đương lượng, nồng độ mol, nồng độ khối lượng Cl- Nếu mẫu rắn, định nồng độ phần trăm NaCl mẫu 3.2 Chuẩn độ dung dịch Cl- theo phương pháp Charpentier Volhard (chuẩn độ ngược) 3.2.1 Ngun tắc 3.2.1.1 Phản ứng chuẩn độ Thêm lượng thừa xác định dung dịch AgNO3 để tạo tuûa AgCl Ag+ + Cl-  T AgCl = 10-9,75 AgCl  Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích Định lượng Ag+ thừa dung dịch chuẩn KSCN (hay NH4SCN) SCN- + Ag+  AgSCN  T AgSCN = 10-11,97 (màu trắng) 3.2.1.2 Định điểm cuối Dùng thị tạo phức phèn sắt ba; phản ứng thị môi trường pH < với lượng nhỏ SCN- :  SCN- + Fe3+  FeSCN2+ SCN  FeSCN 2 Đặc điểm: - Tạo môi trường acid để tránh việc tạo tủa Fe(OH)3, thường dùng HNO3 với {H+}  0,3M - Do T AgCl < T AgSCN nên gần điểm tương đương có cân phụ: AgCl Ag+ + Cl-  + SCN- FeSCN2+   AgSCN   AgSCN + Fe3+ Loại cân phụ cách loại hay cô lập tủa AgCl, dùng biện pháp: + Lọc bỏ tủa AgCl khỏi dung dịch trước chuẩn độ + Đun sôi dung dịch vài phút trước chuẩn độ + Thêm dung môi hữu không trộn lẫn với nước nitrobenzen để bao tủa lại cách lắc thật mạnh dung dịch trước chuẩn độ - Phức FeSCN2+ có màu đỏ Điều kiện để màu xuất rõ là{FeSCN2+}  7.10-6M {SCN-} > 10-6M Thực nghiệm cho thấy, để có tạo phức gần điểm tương đương, dùng lượng thị với nồng độ đầu dung dịch chuẩn độ = 0,2M (sai số khoảng 0,1%) 3.2.2 Thực nghiệm Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích 3.2.2.1 Hóa chất - Dung dịch chuẩn AgNO3 - Dung dịch chuẩn NH4SCN hay KSCN - Dung dịch HNO3 (1÷1) - Dung dịch thị phèn sắt ba bão hòa Fe(NH4)(SO4)2.12H2O ứng với nồng độ 1mol/l - Buret: dung dịch chuẩn NH4SCN hay KSCN 3.2.2.2 Cách tiến hành - Erlen: Huùt V ml dung dịch mẫu Cl- + nước cất tráng thành bình + ml HNO3 (1÷1) + lượng thừa xác định dung dịch chuẩn AgNO3 (thừa khoảng 50% so với lượng cần dùng để tạo tủa AgCl) Loại ảnh hưởng cân phụ AgCl cách: + Thêm 0,5 ml nitro benzen lắc mạnh dung dịch + Hoặc đun sôi dung dịch vài phút Thêm lượng thích hợp thị phèn sắt ba - Dung dịch điểm cuối: không màu có tủa trắng AgCl  dung dịch màu cam nhạt 3.2.3 Kết - Nếu mẫu lỏng, định nồng độ đương lượng, nồng độ mol, nồng độ khối lượng Cl- Nếu mẫu rắn, định nồng độ phần trăm NaCl mẫu 10 Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích BÀI 4: ĐỊNH LƯNG DUNG DỊCH KMnO4 Na2S2O3 4.1 Chuẩn độ dung dịch KMnO4 dung dịch acid oxalic (H2C2O4) 4.1.1 Ngun tắc 4.1.1.1 Phản ứng chuẩn độ - Trong môi trường acid: 2MnO4- + 5C2O42- + 16H+  2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O EoMnO-4/Mn2+ = 1,51 V Eo 2CO2 / C2O42- = -0,49 V Đặc điểm: - Phản ứng cần thực môi trường acid, tính khử mạnh C2O42- nên tạo môi trường H2SO4 dung dịch loãng - Phản ứng ban đầu chậm, có Mn2+, đóng vai trò xúc tác, phản ứng xảy nhanh - Phản ứng nhanh nhiệt độ khoảng 60oC, nên cần đun dung dịch trước chuẩn độ, nhiệt độ cao hơn, acid oxalic bị phân hủy cho CO2 - Vận tốc phản ứng chậm, cần pha loãng dung dịch chuẩn độ lắc mạnh bình chuẩn độ 4.1.1.2 Định điểm cuối Chất thị dung dịch KMnO4 với lượng thừa sau điểm tương đương tạo dung dịch có màu hồng nhạt bền phút 4.1.2 Thực nghiệm 4.1.2.1 Hóa chất - Dung dịch chuẩn acid oxalic 0,050N - Dung dòch H2SO4 (1 : 5) - Buret: dung dịch mẫu KMnO4 4.1.2.2 Cách tiến hành 11 Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích Erlen: hút V ml dung dịch chuẩn acid oxalic + khoảng 50 ml nước + ml dung dịch H2SO4 Đun nhẹ dung dịch khoảng 60oC - Màu dung dịch điểm cuối: không màu  hồng nhạt bền phút 4.1.3 Kết Tính nồng độ đương lượng, nồng độ mol dung dịch KMnO4 4.2 Chuẩn độ dung dịch Na2S2O3 dung dịch K2Cr2O7 (chuẩn độ gián tiếp) 4.2.1 Ngun tắc 4.2.1.1 Phản ứng chuẩn độ Trong môi trường acid, với lượng thừa I- lượng xác định dung dịch Cr2O72chuẩn: Cr2O72- + I- + 14H+  2Cr3+ + 3I-3 + 7H2O EoCr2O72- /2Cr3+ = 1,33V Eo I3-/3I- = 0,545 V Lượng I3- tạo thành chuẩn độ dung dịch khảo sát S2O32Đặc điểm: - Nồng độ H+ tăng làm tăng tính định lượng cân làm I- dễ bị oxy hoá O2 không khí Môi trường thích hợp với {H+} = 0,2 – 0,4M Có thể dùng HCl, H2SO4 - Để phản ứng hoàn toàn, cần điều kiện {I-}  2% để yên hỗn hợp phản ứng nơi tối 10 phút 4.2.1.2 Định điểm cuối Dùng thị hồ tinh bột 4.2.2 Thực nghiệm 4.2.2.1 Hóa chất - Dung dịch chuẩn K2Cr2O7 0,050N - Dung dịch KI 10%/ nước - Dung dịch H2SO4 (1 : 5) - Dung dịch thị hồ tinh bột + Buret: dung dịch mẫu Na2S2O3 12 Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích 4.2.2.2 Cách tiến hành + Erlen: hút V ml dung dịch chuẩn K2Cr2O7 + khoảng 30 ml nước + ml dung dịch H2SO4 + ml KI Chuẩn độ đến dung dịch có màu vàng nhạt, thêm vài giọt thị, dung dịch có màu xanh, chuẩn độ đến màu xanh thị, dung dịch có màu xanh xám nhạt ion Cr3+ Lưu ý: Phần thực nghiệm dễ gặp sai số tính dễ bay I2 4.2.3 Kết Định nồng độ đương lượng dung dịch Na2S2O3 Ghi chú: định nồng độ I2 dung dịch chuẩn K2Cr2O7 qua dung dịch trung gian Na2S2O3 với phép chuẩn độ 13 Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích BÀI 5: ĐỊNH LƯNG ĐỒNG, SẮT 5.1 Chuẩn độ dung dịch Cu2+ dung dịch Na2S2O3 (chuẩn độ gián tiếp) 5.1.1 Ngun tắc 5.1.1.1 Phản ứng chuẩn độ Trong môi trường acid với lượng thừa I- : 2Cu2+ + 5I-  2CuI  + I3 TCuI = 10-11,96 EoCu2+/CuI  = 0,86 V ; Eo I3-/3I- = 0,545V Lượng I3- tạo thành chuẩn độ dung dịch Na2S2O3 Đặc điểm: - Cần loại ion có khả oxy hoá Có thể loại Fe3+ dạng phức bền FeF63- Ở gần điểm cuối, để tránh tượng I3- bị hấp phụ bề mặt tủa CuI, thêm lượng NH4 SCN để chuyển sang dạng tủa CuSCN, T CuSCN = 10 -14,32 5.1.1.2 Định điểm cuối Dùng thị hồ tinh bột 5.1.2 Thực nghiệm 5.1.2.1 Hóa chất - Dung dịch chuẩn Na2S2O3 0,050N - Dung dịch NH4SCN 10%/ nước - Dung dịch KI 10%/ nước - Dung dịch NH4F 2%/ nước - Dung dịch hồ tinh bột 5.1.2.2 Cách tiến hành + Buret: Dung dịch chuẩn Na2S2O3 + Erlen: Hút V ml dung dịch mẫu + khoảng 30 ml nước (dung dịch có pH≈6) + ml dung dòch NH4F + ml KI Chuẩn độ đến dung dịch có màu vàng nhạt + vài giọt thị, 14 Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích dung dịch có màu xanh, chuẩn độ đến màu xanh thị thật nhạt, thêm ml dung dịch NH 4SCN, chuẩn độ tiếp đến màu xanh 5.1.3 Kết Tính nồng độ đương lượng, nồng độ mol dung dịch Cu2+ dung dịch mẫu Tính nồng độ khối lượng Cu dung dịch mẫu dạng CuSO4.5H2O 5.2 Chuẩn độ dung dịch Fe2+ dung dịch KMnO4 5.2.1 Ngun tắc 5.2.1.1 Phản ứng chuẩn độ: môi trường acid mạnh MnO4- + Fe2+ + 8H+  2Mn2+ + 5Fe3+ + H2O EoMnO4-/Mn2+ = 1,51 V EoFe3+/Fe2+ = 0,771 V Đặc điểm: - Tạo môi trường acid dung dịch H2SO4, không dùng HCl - Phản ứng ban đầu chậm, có Mn2+ đóng vai trò xúc tác, phản ứng nhanh 5.2.1.2 Định điểm cuối Lượng thừa dung dịch KMnO4 sau điểm tương đương làm dung dịch có màu hồng nhạt (bền phút) 5.2.2 Thực nghiệm 5.2.2.1 Hóa chất - Dung dịch chuẩn KMnO4 0,050 N - Dung dịch H2SO4 (1 : 5) 5.2.2.2 Cách tiến hành + Buret: dung dịch chuẩn KMnO4 + Erlen: hút V ml dung dịch mẫu + khoảng 30ml nước + ml H2SO4 + Màu dung dịch điểm cuối : không màu  hồng nhạt bền phút Lưu ý: áp dụng phép chuẩn độ để định chuẩn dung dịch KMnO4 dung dịch chuẩn Fe2+ pha chế từ muối Mohr Fe(NH4)2(SO4)2 6H2O 5.2.3 Kết 15 Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích - Tính nồng độ mol Fe2+ dung dịch mẫu Tính hàm lượng % khối lượng Fe dạng Fe(NH4)2(SO4)26H2O mẫu rắn 16 Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích BÀI 6: ĐỊNH HÀM LƯNG Fe3+ TRONG DUNG DỊCH THEO PHƯƠNG PHÁP KHỐI LƯNG 6.1 Nguyên tắc Dùng chất tạo tủa NH4OH Phản ứng tạo tủa: Fe3+ + 3OH-  Fe(OH)3  T Fe(OH)3 = 10-37,5 Phản ứng chuyển dạng tủa sang dạng cân khoảng 800oC: Fe(OH)3  Fe2O3 + 3H2O Ở 1000oC dạng cân chuyển thành Fe3O4 Đặc điểm: - Tủa Fe(OH)3 dạng vô định hình có màu nâu rỉ, tạo môi trường có pH  Nếu mẫu có lẫn Al3+, tạo tủa pH  11 Do đó, cần tạo tủa điều kiện thích hợp: dung dịch nóng, đậm đặc, thêm nhanh chất tạo tủa, thêm dung dịch chất điện ly để giảm hấp phụ Lọc sau tạo tủa -10 phút - Tủa lọc phễu thủy tinh giấy lọc định lượng băng đỏ (loại không tro, mỏng) Sau rửa, tủa nung 800oC để chuyển sang dạng cân - Lượng mẫu cho lần tạo tủa dùng ứng với lượng cân khoảng 0,1 – 0,2 gam 6.2 Thực nghiệm 6.2.1 Hóa chất - Dung dịch NH4OH đđ - Dung dịch NH4NO3 1%/nước - Dung dịch AgNO3 1%/nước 6.2.2 Cách tiến hành + Becher 100 ml: Hút V ml dung dịch mẫu hay m (g) mẫu hòa tan Nếu dung dịch mẫu có lẫn chất không tan, phải lọc lại Nếu dung dịch mẫu đđ, thêm lượng nước tối thiểu để tăng thể tích dung dịch ứng với lượng dạng tủa vô định hình tạo thành 17 Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích + Đun gần sôi dung dịch, thêm giọt dung dịch NH4OH đđ, khuấy đến dung dịch có mùi rõ, dung dịch có tủa màu nâu rỉ (nếu dung dịch mẫu có lẫn Al3+, cần tạo tủa môi trường có pH  11) Thêm 50 ml dung dịch NH4NO3 nóng làm đông tụ tủa làm giảm hấp phụ + Lọc tủa qua giấy lọc mỏng, không tro (giấy băng đỏ) Rửa tủa dung dịch NH4NO3 nóng đến hết ion Cl- (kiểm dung dịch AgNO3, sau acid hóa dung dịch qua lọc vài giọt dung dịch HNO3) + Gói tủa, cho vào chén sành (đã nung 800oC cân) Đốt nung tủa 800oC đến khối lượng không đổi 6.3 Kết - Tính nồng độ mol Fe3+ dung dịch mẫu - Tính hàm lượng % khối lượng Fe dạng Fe2O3 mẫu rắn 18 Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích ĐỊNH LƯỢNG ION Ca2+ Bài 7: 7.1 Nguyên tắc Dùng dung dịch C2O42- tạo tủa với dung dịch Ca2+ theo phản ứng Ca2+ + C2O42- + H20  CaC2O4.H2O T CaC2O4 = 10-8,64 Đặc điểm: - Tủa CaC2O4.H2O có màu trắng đục, cân dạng CaC2O4.H2O sau sấy 100 – 1050C (kết thường bị sai thừa 0,5 – 1%) - Dạng cân CaC2O4 nung tủa CaC2O4.H2O 475 – 5250C CaO nung tủa 12000C - Các ion kim loại Ba2+, Cd2+, Pb2+, gây ảnh hưởng đến kết xác định Ca2+ tạo tủa bền với C2O42- Không tạo tủa môi trường acid để tránh tan tủa CaC2O4 (môi trường thích hợp có pH>=4) - Thuốc thử nóng, lỗng thêm chậm vào mẫu chứa Ca2+ (cũng nóng lỗng), khuấy để thu tinh thể to - Sau tạo tủa, để yên dung dịch tạo điều kiện cho tinh thể hạt tủa phát triển lớn lên - Tủa lọc chuyển sang dạng cân với phương tiện cách thức phụ thuộc vào dạng cân 7.2 Thực nghiệm: 7.2.1 Hóa chất - Dung dịch (NH4)2C2O4 5%/nước - Dung dịch (NH4)2C2O4 1%/nước - Dung dịch NH4OH (1:1) - Dung dịch thị metyl đỏ 0,1%/etanol 60% - Dung dịch AgNO3 1%/nước 7.2.2 Cách tiến hành Tạo tủa - Becher 200 ml: Hút V(ml) dung dịch mẫu Ca2+ (đã lọc bỏ cặn khọng tan) + nước cất đến khoảng 70 ml Thêm vài giọt metyl đỏ Đun dung dịch vừa sôi Thêm chậm 10-20 ml dung dịch (NH4)2C2O4 5% nóng (vừa thêm vừa khuấy đều) Trung hịa dung dịch 19 Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích giọt NH4OH (1:1) dung dịch chuyển từ đỏ sang vàng Để yên dung dịch (khơng đun) Lọc tủa nung rửa tủa: Nếu tủa cân dạng CaC2O4.H2O CaCO3: lọc tủa qua chung lọc Gooch chung thủy tinh cà Rửa tủa dung dịch (NH4)2C2O4 1% nóng lần dung dịch qua lọc khơng cịn Cl- (thử AgNO3 sau acid hóa dung dịch qua lọc HNO3) Sấy 100-1050C 1-2 Để nguội bình hút ẩm , cân dạng CaC2O4.H2O Hoặc chuyển chén chứa tủa vào lò Muffle, nung 5000C khối lượng khơng đổi Để nguội bình hút ẩm cân dạng CaCO3 (để đề phòng tủa bị chuyển đổi phần thành CaO, làm ẩm tủa dung dịch (NH4)2CO3 bão hòa: CaO + (NH4)2CO3 CaCO3 +2NH3 + H2O Sấy 1050C cân) 7.3 Kết quả: Tính nồng độ khối lượng Ca2+ mẫu lỏng phần trăm khối lượng dạng hợp chất mẫu rắn 20 Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích ĐỊNH LƯỢNG ION SO42- BÀI 8: 8.1 Nguyên tắc Định lượng ion SO42- dung dịch theo phương pháp khối lượng Dùng chất tạo tủa dung dịch Ba2+ (dạng BaCl2) Phản ứng tạo tủa: Ba2+ + SO42-  BaSO4  TBaSO4 = 10-9,97 Đặc điểm - Tủa BaSO4 dạng tinh thể mịn, màu trắng, tạo tủa môi trường acid để tránh phản ứng tạo tủa phụ khác Cần tạo tủa mơi trường thích hợp: dung dịch nóng, lỗng khuấy thêm chậm chất tạo tủa - Loại ion có khả đồng tạo tủa - Tủa lọc phễu thủy tinh giấy lọc định lượng (loại không tro) - Tủa nung 8000C chén sành (đã nung cân) Nung tủa môi trường đủ oxy để tránh phản ứng khử C (do giấy lọc) BaSO4 + C → BaS + CO - Dạng cân BaSO4 - Lượng mẫu cho lần tạo tủa dùng ứng với lượng dạng cân khoảng 0,2 – 0,3g 8.2 Thực nghiệm 8.2.1 Hóa chất - Dung dịch BaCl 5%/ nước - Dung dịch AgNO3 1%/ nước - Dung dịch HCl (1 : 2) 8.2.2 Cách tiến hành - Becher 100ml: Hút V ml dung dịch mẫu lỏng hay mg mẫu rắn hịa tan Nếu dung dịch có lẫn chất khơng tan phải lọc lại Thêm 1ml dung dịch HCl, thêm nước cất đến 70ml Đun dung dịch vừa sôi, thêm chậm 10 – 20 ml dung dịch BaCl2 nóng, khuấy đều, đun cách thủy 15 – 30 phút Nếu thuận tiện tăng thêm thời gian cách thủy - Lọc tủa giấy lọc không tro Rửa tủa nước nóng đến hết ion Cl- (kiểm tra lại dung dịch AgNO3), cho vào chén sành nung 8000C cân Đốt tủa đến thành 21 Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích than đen (hết bốc khói) Nung 8000C khoảng 30 phút, để chén nguội cân Nung lại cần đến khối lượng khơng đổi 8.3 Kết Tính nồng độ khối lượng SO42- dạng hợp chất mẫu lỏng hay phần trăm khối lượng mẫu rắn 22 Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích ĐỊNH LƯỢNG DUNG DỊCH H2O2 Bài 9: 9.1 Chuẩn độ dung dịch H2O2 dung dịch KMnO4 9.1.1 Nguyên tắc 9.1.1.1 Phản ứng chuẩn độ Trong môi trường acid mạnh: 2MnO4- + H2O2 + 16 H+  Mn2+ + O2 + H2O E0O2/H2O2 = 0,682 V Đặc điểm : - Phản ứng chậm nên cần pha loảng dung dịch chuẩn độ lắc mạnh erlen chuẩn độ, đặc biệt giai đoạn đầu dung dịch chưa có có Mn2+ (Mn2+ có tính xúc tác dương cho chuẩn độ) - Cần môi trường acid mạnh (dùng H2SO4 loãng) chuẩn độ thật chậm để hạn chế việc tạo thành MnO2 (là chất xúc tác trình phân hủy H2O2) - Nên làm lạnh dung dịch trước chuẩn độ để hạn chế tượng H2O2 bị phân hủy tạo O2 9.1.1.2 Định điểm cuối Dựa vào xuất màu hồng (bền phút) dùng thừa KMnO4 9.1.2 Thực nghiệm 9.1.2.1 Hóa chất - Dung dịch chuẩn KMnO4 0,05N - Dung dịch H2SO4 (1:5) 9.1.2.2 Cách tiến hành - Buret: Dung dịch KMnO4 - Erlen: Hút V(ml) dung dịch mẫu H2O2 + khoảng 50ml nước + ml dung dịch H2SO4, làm lạnh cần - Chuẩn độ dung dịch KMnO4, màu dung dịch điểm cuối: không màu chuyển hồng nhạt bền phút 9.1.3 Kết Tính nồng độ mol, nồng độ thể tích nồng độ khối lượng dung dịch mẫu H2O2 23 Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích 9.2 Chuẩn độ dung dịch KMnO4 dung dịch Acid Oxalic 9.2.1 Nguyên tắc 9.2.1.1 Phản ứng chuẩn độ Trong môi trường acid mạnh: 2MnO4- + C2O4 2- + 16 H+  Mn2+ + 10 CO2 + H2O E0MnO4-/Mn2+ = 1,51 V E02CO2/C2O42- = - 0,49 V Đặc điểm : - Phản ứng cần thực mơi trường acid, tính khử mạnh C2O42nên tạo môi trường H2SO4 dung dịch loãng - Phản ứng ban đầu chậm, có Mn2+ đóng vai trị xúc tác, phản ứng xảy nhanh - Phản ứng nhanh nhiệt độ 600C nên cần đun dung dịch trước chuẩn độ, nhiệt độ cao hơn, acid Oxalic bị phân hủy cho CO2 - Vận tốc phản ứng chậm, cần pha loãng dung dịch chuẩn độ lắc mạnh chuẩn độ 9.2.1.2 Định điểm cuối Chất thị dung dịch KMnO4 với lượng thừa sau điểm tương đương tạo dung dịch có màu hồng nhạt bền phút 9.2.2 Thực nghiệm 9.2.2.1 Hóa chất - Dung dịch chuẩn acid Oxalic 0,05N - Dung dịch H2SO4 (1:5) 9.2.2.2 Cách tiến hành - Buret: Dung dịch KMnO4 - Erlen: Hút V ml dung dịch chuẩn acid Oxalic + khoảng 50ml nước + ml dung dịch H2SO4 Đun nhẹ dung dung dịch 600C - Chuẩn độ dung dịch KMnO4, màu dung dịch điểm cuối: không màu chuyển hồng nhạt bền phút 9.2.3 Kết Tính nồng độ mol, nồng độ đương lượng dung dịch KMnO4 24 ... 5.2.3 Kết 15 Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích - Tính nồng độ mol Fe2+ dung dịch mẫu Tính hàm lượng % khối lượng Fe dạng Fe(NH4)2(SO4)26H2O mẫu rắn 16 Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích BÀI 6:.. .Giáo trình Thí nghiệm Hóa Phân Tích BÀI 1: CHỈ DẪN CHUNG VỀ THỰC HÀNH HÓA PHÂN TÍCH 1.1 Đối tượng, nhiệm vụ phân tích định lượng  Chọn mẫu đại diện (chọn phân nhỏ mẫu đại diện... tử cần phân tích 1.3 Biểu diễn kết phân tích định lượng 1.3.1 Biểu diễn hóa học Biểu diễn cấu tử phân tích theo dạng tồn chất phân tích Ví dụ: Cr3+, Cr2O7, CrO4 Biểu diễn cấu tử phân tích dạng