Đang tải... (xem toàn văn)
Sách đùng cho sinh viên ngành hóa hoặc dùng để ôn thi học sinh giỏi quốc gia và thi học sinh giỏi qưertyuiopasdfghjklzxcvbnmmnbvcxzlkjhgfdsaopiqwedrvgbnhhnjnjnnghbhjjmhbffbgbhgnhgvfffhngbhrdrgtrfgheghrvicnfbskjrhsdrfgsulirfhgrlixf
3 1. CHƯƠNG 1 DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY CÂN BẰNG HOÁ HỌC 1.1. CHẤT ĐIỆN LY MẠNH VÀ CHẤT ĐIỆN LY YẾU Chất điện li mạnh trong dung dịch thực tế phân li hoàn toàn, đa số các muối tan, kiềm và axit mạnh đều thuộc nhóm này. Trong dung dịch, chất điện li yếu phân li không hoàn toàn. Các axit yếu, bazơ yếu và phức chất là các chất điện li yếu. Để đặc trưng cho khả năng phân li của các chất trong dung dịch, người ta dùng hai đại lượng : độ điện li α và hằng số điện li K ( hằ ng số cân bằng). Độ điện li α của một chất phụ thuộc vào nhiệt độ, bản chất ( thể hiện qua hằng số điện li K) và nồng độ của chất điện li trong dung dịch. Độ điện li α và hằng số điện li K liên hệ với nhau qua hệ thức Ostwald như sau: α α − = 1 2 C K (C: nồng độ ban đầu của chất tan) 1.2. CÂN BẰNG HOÁ HỌC VÀ HOẠT ĐỘ 1.2.1. Nhắc lại một số kiến thức cần dùng 1.2.1.1. Nồng độ gốc (C 0 ) 1.2.1.2. Nồng độ ban đầu (C): 1.2.1.3. Nồng độ cân bằng [ ] 1.2.1.4. Định luật bảo toàn nồng độ Phát biểu: nồng độ ban đầu của một cấu tử nào đó bằng tổng nồng độ cân bằng các dạng tồn tại của cấu tử đó trong dung dịch thời điểm cân bằng. 1.2.1.5. Định luật bảo toàn điện tích Để đảm bảo tính trung hoà điện của dung dịch chất điện li, tổng điện tích âm của các anion bằng tổng điện tích dương của các cation có mặt trong dung dịch. 1.2.2. Cân bằng và hằng số cân bằng Nồng độ cân bằng được tính trên hằng số cân bằng. mA + nB + pC + qD + (a) 4 trong đó A, B, C, D, là những cấu tử tham gia cân bằng (a) mà chúng không tích điện. Áp dụng định luật tác dụng khối lượng ta có: [ ] [ ] [][] K nBA DC m qp = (1.1) trong đó [A], [B], [C], là nồng độ cân bằng K của các chất A, B, C, Nếu A, B, C, là những ion thì trong biểu thức (1.1) ta phải thay nồng độ bằng hoạt độ do phải tính đến tương tác tĩnh điện của chúng. Như vậy, hoạt độ là nồng độ thực của ion trong dung dịch. Mối liên hệ giữa hoạt độ (a) và nồng độ (C): a = f.C (1.2) f: hệ s ố hoạt độ; nó phụ thuộc vào lực ion µ của dung dịch. Lực ion µ biểu thị tương tác tĩnh điện giữa các ion trong dung dịch: µ ).( 2 1 2 1 i n i i ZC ∑ = = C i : nồng độ của ion i; Z: điện tích của ion i. Tuỳ thuộc vào µ mà f có các giá trị khác nhau. 5 2. CHƯƠNG 2 ĐẠI CƯƠNG VỀ PHÂN TÍCH KHỐI LƯỢNG VÀ PHÂN TÍCH THỂ TÍCH 2.1. NGUYÊN TẮC CHUNG CỦA PHƯƠNG PHÁP PHÂN TÍCH KHỐI LƯỢNG Phân tích khối lượng là phương pháp phân tích định lượng dựa vào việc cân khối lượng sản phẩm tạo thành sau phản ứng kết tủa bằng phương pháp hoá học hay phương pháp vật lí. Do chất phân tích chiếm một tỉ lệ xác định trong sản phẩm đem cân nên từ khối lượng sản phẩm dễ dàng tính được lượng chất phân tích trong đối tượng phân tích. 2.2. CÁC PHƯƠNG PHÁP PHÂN TÍCH KHỐI LƯỢNG Phương pháp phân tích khối lượng có thể được tiến hành theo các phương pháp sau: phương pháp đẩy, phương pháp điện phân, phương pháp chưng cất, phương pháp kết tủa. 2.2.1. Phương pháp đẩy: 2.2.2. Phương pháp điện phân 2.2.3. Phương pháp chưng cất 2.2.4. Phương pháp kết tủa 2.3. Phương pháp kết tủa 2.3.1. Nội dung và yêu cầu của kết tủa trong phương pháp kết tủa Cần phân biệt dạng kết tủa và dạng cân. 6 2.3.2. Điều kiện để tiến hành phân tích theo phương pháp kết tủa 2.3.2.1. Thuốc kết tủa 2.3.2.2. Lượng chất phân tích 2.3.2.3. Nồng độ thuốc thử 2.3.2.4. Lọc kết tủa 2.3.2.5. Rửa kết tủa 2.3.2.6. Làm khô và nung kết tủa 2.4. PHƯƠNG PHÁP PHÂN TÍCH THỂ TÍCH 2.4.1. Đại cương về phân tích thể tích Phương pháp phân tích thể tích là phương pháp phân tích định lượng dựa vào việc đo chính xác thể tích của dung dịch thuốc thử (B) đã biết trước nồng độ chính xác (dung dịch chuẩn) tác dụng vừa đủ với một thể tích nhất định của chất cần phân tích (A) và dựa vào định luật đương lượng hoặc định luật hợp thức để xác định : A + B = C + D A BB A V NV N . = Một số định nghĩa và khái niệm cần nắm: Quá trình định phân, điểm tương đương, điểm cuối chuẩn độ. 2.4.1.1. Chất chỉ thị Chất chỉ thị là chất có khả năng cho tín hiệu nhất định (đổi màu, kết tủa, ) tại điểm tương đương. Việc dừng qúa trình chuẩn độ là dựa vào hiệu ứng của chất chỉ thị. Do đó việc hiểu bản chất của chất chỉ thị cho phép ta tính được sai số của phép phân tích. 2.4.1.2. Dung dịch chuẩn gốc (dung dịch tiêu chuẩn) Dung dịch chuẩn gốc và cách pha. 2.4.2. Các phản ứng dùng trong phân tích thể tích 2.4.3. Phân loại các phương pháp phân tích thể tích 1)Phương pháp chuẩn độ axit bazơ (chuẩn độ trung hoà): dựa trên phản ứng axit bazơ. 2)Phương pháp chuẩn độ oxy hoá khử: dựa trên phản ứng oxy hoá khử. 3)Phương pháp chuẩn độ tạo phức: dựa trên các phản ứng tạo phức bền (thuốc thử dùng nhiều nhất là các complexon). 7 4)Phương pháp chuẩn độ kết tủa: dựa vào phản ứng tạo kết tủa. 2.4.4. Các cách chuẩn độ 2.4.4.1. Chuẩn độ trực tiếp 2.4.4.2. Chuẩn độ ngược 2.4.4.3. Chuẩn độ thay thế 2.4.4.4. Chuẩn độ gián tiếp 2.4.4.5. Chuẩn độ phân đoạn 2.4.5. Cách biểu diễn nồng độ trong phân tích thể tích 2.4.5.1. Nồng độ thể tích 2.4.5.2. Nồng độ phần trăm khối lượng: 2.4.5.3. Nồng độ mol 2.4.5.4. Nồng độ đương lượng 2.4.5.5. Độ chuẩn 2.4.5.6. Nồng độ phần triệu và phần tỉ Đối với các dung dịch rất loãng hoặc có hàm lượng chất xác định rất nhỏ, người ta dùng nồng độ này. 2.4.6. Cách tính kết quả trong phân tích thể tích Trong phân tích thể tích, việc tính toán kết quả phụ thuộc vào cách biểu diễn nồng độ và cách phân tích. Nguyên tắc chung là dựa vào nồng độ, phương trình phản ứng và có thể tính theo định luật hợp thức hoặc theo định luật đương lượng. Định luật hợp thức: Khi phản ứng hoàn toàn thì toạ độ cực đại của mỗi chất phản ứng phải bằng nhau. Toạ độ cực đại bằng số mol ban đầu chia cho hệ số hợp thức của mỗi chất. Giả sử có phản ứng aA + bB = cC + dD a, b, c, d : hệ số hợp thức của A, B, C, D. Định luật hợp thức biểu diễn như sau: b VC a VC BBAA = Định luật đương lượng : số đương lượng mol của dung dịch chuẩn bằng số đương lượng mol chất xác định đã phản ứng với nhau: V A .N A = V B .N B = a B /Đ B 8 2.4.6.1. Trường hợp chuẩn độ trực tiếp 2.4.6.2. Trường hợp chuẩn độ ngược 2.4.6.3. Trường hợp chuẩn độ gián tiếp 3. CHƯƠNG 3 CÂN BẰNG AXIT BAZƠ. CHUẨN ĐỘ AXIT BAZƠ 3.1. CÁC QUAN NIỆM VỀ AXIT, BAZƠ 3.1.1. Thuyết axit, bazơ của Arhenius Trong dung dịch nước, axit là những chất phân ly cho ion hydro (H + ), bazơ là những chất phân ly cho ion hydroxit (OH - ). 3.1.2. Thuyết axit, bazơ của Brönsted – Lowry 3.1.2.1. Nội dung Axit (có thể là phân tử : HCl, H 2 SO 4 ,… hoặc ion: Al 3+ , NH 4 + ,…) là những chất có khả năng cho proton. Bazơ (có thể là phân tử: NaOH, KOH… hoặc ion: CO 3 2- , Cl - ,…) là những chất có khả năng nhận proton. Phản ứng axit là phản ứng mà trong đó có sự cho và nhận proton. Ta có thể biểu diễn như sau: HA H + + A - (axit) B + H + BH + (bazơ) HA + B A - + BH + A - là bazơ liên hợp của axit HA: HA/A - , BH + là axit liên hợp của bazơ B:B/BH + Khi hoà tan một axit hay một bazơ vào dung môi thì sẽ có tương tác giữa axit và bazơ đó với dung môi, tạo ra các cặp axit /bazơ liên hợp : axit + S (dung môi) bazơ + SH + bazơ+ S (dung môi) axit + S - Theo thuyết này thì các axit, bazơ có thể là phân tử, anion, cation. Ngoài ra còn có các chất lưỡng tính, ví dụ như nước: 9 H 2 O (axit) H + + OH - (bazơ) H 2 O (bazơ) + H + H 3 O + (axit ) 3.1.2.2. Dung môi Theo thuyết axit,bazơ của Brosted – Lowry, dung môi đóng vai trò quan trọng quyết định độ mạnh yếu của axit, bazơ. Dựa vào khả năng cho và nhận proton của dung môi, ta chia dung môi thành hai nhóm: dung môi không chứa proton và dung môi có chứa proton. 3.1.2.3. Phản ứng axit, bazơ Theo Brosted – Lowry, phản ứng axit bazơ được biểu diễn như sau: Axit (1) + Bazơ (2) Axit (2) + Bazơ (1) 3.1.2.4. Cường độ axit, cường độ bazơ. Hằng số axit K A , hằng số bazơ K B Cường độ axit, cường độ bazơ nói lên khả năng cho hoặc nhận proton của các axit, bazơ. Khả năng cho nhận proton này được đánh giá qua hằng số axit K A , hằng số bazơ K B . Xét axit HA trong nước, ta có cân bằng: HA + H 2 O H 3 O + + A - [ ] [ ] [] HA AOH K A −+ = * 3 (2) K A : về bản chất là hằng số cân bằng nên nó không đổi và phụ thuộc vào nhiệt độ. K A là đại lượng đặc trưng cho cường độ của axit. K A càng lớn, axit càng mạnh và ngược lại. Tương tự có hằng số bazơ K B : B + H 2 O BH + + OH - [ ] [ ] [] + −+ = B OHBH K B * (3) K B về bản chất là hằng số cân bằng nên nó không đổi và phụ thuộc nhiệt độ. K B là đại lượng đặc trưng cho cường độ bazơ. K B càng lớn tính bazơ càng mạnh. 3.2. CÂN BẰNG AXTI BAZƠ TRONG MÔI TRƯỜNG NƯỚC 3.2.1. Tích số ion của nước, chỉ số hydrogen: pH = -lga H+ ; pOH = -lga OH- Trong phân tích thường dùng các dung dịch loãng nên có thể xem hệ số hoạt độ bằng 1, lúc đó pH=-lg[H + ] ; pOH=-lg[OH - ]. Ta luôn có : pH + pOH = 14 3.2.2. Quan hệ giữa K A , K B của một cặp axit, bazơ liên hợp K A .K B = K H2O (25 0 C) = 10 -14 10 K H2O (25 0 C) : tích số ion của nước ở 25 0 C. Để đơn giản người ta dùng đại lượng chỉ số cường độ axit pK A và chỉ số cường độ bazơ pK B với: pK A = -lgK A ; pK B = -lgK B Lúc đó: pK A + pK B = 14 3.2.3. Tính pH của một axit, bazơ, muối trong nước 3.2.3.1. Công thức tổng quát tính pH của dung dịch hỗn hợp axit và bazơ liên hợp Bài toán: Xét dung dịch chứa hỗn hợp gồm axit HA có nồng độ C A , K A và bazơ liên hợp A - dưới dạng NaA có nồng độ C B . [] [ ] [ ] [][ ] −+ −+ + −+ +− = OHHC OHHC .KH B A A (6) (6) là công thức tổng quát tính pH của dung dịch chứa cặp axit/bazơ liên hợp. 3.2.3.2. Tính pH của dung dịch axit mạnh đơn chức Các axit mạnh thường gặp là những axit đơn chức như: HCl, HNO 3 , HBr, trừ H 2 SO 4 là đa axit có K 1 = ∞, K 2 = 10 -2 . Axit mạnh trong nước phân li hoàn toàn: HA H + + A - [H + ] 2 - C A . [H + ] - K H2O = 0 (8) Phương trình (8) dùng để tính chính xác pH của dung dịch axit mạnh. 3.2.3.3. Tính pH của dung dịch bazơ mạnh đơn chức [H + ] 2 + C B. [H + ] - K H2O = 0 (11) Phương trình (11) dùng để tính chính xác pH của dung dịch bazơ mạnh. 3.2.3.4. Tính pH của dung dịch axit yếu đơn chức Vì trong dung dịch chỉ có axit yếu nên coi như C B = 0 và lúc đó công thức tổng quát để tính pH của dung dịch axit yếu nói chung là: [] [ ] [ ] [][ ] −+ −+ + − +− = OHH OHHC KH A A * (13) 3.2.3.5. Tính pH của dung dịch bazơ yếu đơn chức [] [ ] [ ] [][ ] −+ −+ + −+ +− = OHHC OHH KH B A * 3.2.3.6. Tính pH của dung dịch chứa axit và bazơ liên hợp (HA / A - ) Nếu thêm vào nước axit HA và bazơ liên hợp A - (ở dạng NaA) thì lượng ion hydro có thể tăng hoặc giảm, dung dịch sẽ trở nên axit hay bazơ. Tuỳ theo môi trường của dung dịch là axit hay bazơ mà có thể chia các trường hợp để xem xét. 11 3.2.3.7. Tính pH của dung dịch đa axit Theo Brosted – Lowry, đa axit là những axit mà phân tử hay ion của nó có thể cho 2 proton trở lên và sẽ tương ứng với các hằng số axit K 1 ,K 2 , K n . 1)Nếu axit không qúa yếu (K 1 ≥ 10 -4 , pK 1 ≤ 4), áp dụng công thức : [] [ ] [] + + + − = H HC .KH A 1 2)Nếu axit quá yếu (K 1 < 10 -4 , pK 1 > 4), áp dụng công thức : [ ] AA C.KH = + ; pH = 2 1 (pK A – lgC A ) 3.2.3.8. Tính pH của dung dịch đa bazơ Theo Brosted – Lowry, bazơ đa chức là những bazơ mà phân tử hay ion của nó có khả năng nhận 2 proton trở lên.Ví dụ: Na 2 CO 3 , Ca(OH) 2 , Na 3 PO 4 , 1)Nếu đa bazơ không quá yếu ( K B1 10≥ -4 , pK B1 ≤ 4), công thức tổng quát (6) được đơn giản lại và ta tính pH theo công thức: C B [H + ] 2 - K H2O .[H + ] - K H2O .K cuốicùng = 0 2)Nếu đa bazơ quá yếu (K B1 < 10 -4 , pK B1 > 4), công thức tổng quát (6) được đơn giản lại và ta tính pH theo : pH = 14 - 2 1 (pK B1 – lgC B ) = 7 + 2 1 (pK cuốicùng + lgC B ) 3.2.3.9. Tính pH của dung dịch chất lưỡng tính Các chất như NaHCO 3 , Na 2 HPO 4 ,…trong dung dịch phân ly thành các ion HCO 3 - , HPO 4 - , …Các ion này đều là các chất lưỡng tính. Nếu C 0 >> K 1 và C 0 .K 1 >> K H2O ta có công thức rút gọn thường dùng: [] 21 .KKH = + ; pH = )( 2 1 21 pKpK + Công thức này cho thấy pH của dung dịch muối axit không phụ thuộc vào nồng độ của nó mà chỉ phụ thuộc vào các giá trị hằng số phân ly axit. 3.3. DUNG DỊCH ĐỆM 3.3.1. Khái niệm dung dịch đệm Dung dịch đệm là dung dịch hỗn hợp của axit yếu và bazơ liên hợp của nó (hoặc bazơ yếu và axit liên hợp), dung dịch này có khả năng giữ được pH gần như không đổi 12 khi ta thêm vào dung dịch 1 lượng nhỏ axit hoặc bazơ mạnh hoặc pha loãng 1 số lần nhất định. Công thức tính: B A A C C pKpH lg−= hay B A A C C pKpH lg−= (25) 3.3.2. Đệm dung Đệm dung là số mol axit mạnh hay bazơ mạnh thêm vào 1 lít dung dịch đệm để pH của dung dịch thay đổi 1 đơn vị. Công thức tính : C CbCa * *303,2 = β β : mol C A : nồng độ axit, C B : nồng độ bazơ liên hợp, C = C A + C B β ma x khi C A = C B = C/2 hay β ma x = 2,303.C/4= 0,575.C nghĩa là β ma x khi pH = pK A . 3.3.3. Ứng dụng dung dịch đệm trong phân tích ( làm môi trường) 1)Trong phân tích định tính : dung dịch đệm dùng làm môi trường tách các ion ra khỏi nhau hoặc phát hiện ion bằng phản ứng đặc trưng. 2)Trong phân tích định lượng : dung dịch đệm dùng làm môi trường chuẩn độ xác định nồng độ các chất. 3.4. PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ AXIT BAZƠ 3.4.1. Bản chất của phương pháp Phương pháp chuẩn độ axit bazơ là phương pháp phân tích thể tích dựa vào phản ứng trung hoà : A 1 + B 2 B 1 + A 2 (A, B là axit, bazơ tương ứng). Phương pháp này dùng để xác định chủ yếu các axit, bazơ ( hoặc các chất có tính axit, tính bazơ ). Dung dịch chuẩn trong phương pháp này là axit mạnh hoặc bazơ mạnh (HCl, H 2 SO 4 , NaOH, KOH,…).Các chất này không đáp ứng các yêu cầu của chất gốc nên không phải là chất gốc. Vì vậy, các dung dich này chỉ được chuẩn bị với nồng độ gần đúng. Sau đó nồng độ các dung dịch này sẽ được chuẩn hoá bằng dung dịch chuẩn gốc khác. [...]... nghĩa là phức phân ly càng ít Dựa vào hằng số không bền ta có thể tính được nồng độ cân bằng của các ion hoặc phân tử do phức chất phân li ra để tìm cách tăng hay giảm các nồng độ đến mức cần thiết phục vụ cho quá trình phân tích 5.1.3.2 Sự phân huỷ phức chất 1 )Phân huỷ phức chất bằng các phản ứng axit bazơ Nội cầu do ion kim loại làm ion trung tâm và các phối tử là phân tử hay ion tạo thành 2 )Phân huỷ... TRONG HOÁ PHÂN TÍCH CHUẨN ĐỘ COMPLEXON 5.1 PHỨC CHẤT 5.1.1 Định nghĩa Phức chất là loại chất sinh ra do ion đơn (thường là ion kim loại) kết hợp với phân tử hoặc ion khác, có khả năng tồn tại trong dung dịch và phân li tới mức đủ để sản phẩm của sự phân li đó có thể hoá hợp với những chất khác Cần phân biệt phức chất và muối kép Trái với phức chất, muối kép tồn tại trong dung dịch và chúng phân li thành... khối lượng (Ví dụ: xác định Ni2+ bằng dimetylglioxim), dùng làm chất gốc trong phân tích thể tích (Ví dụ : H2C2O4.2H2O được dùng làm chất gốc cho phương pháp trung hoà và oxy hoá khử ), dùng để pha chế dung dịch chuẩn (Ví dụ : dung dịch chuẩn trilon B) 31 5.3.2 Che dấu Trong thực tế rất ít thuốc thử chỉ tác dụng với một ion nhất định mà thường cho phản ứng với đồng thời với một số ion nào đó Ta nói... phát hiện iot (cho màu xanh đặc trưng) 5.2.2.2 Độ nhạy Độ nhạy của thuốc thử hữu cơ thể hiện hiệu quả phân tích của thuốc thử hữu cơ Trong cùng một điều kiện tiến hành phản ứng, thuốc thử hữu cơ có độ nhạy cao hơn 29 hẳn so với các thuốc thử khác Vì vậy mặc dù một thuốc thử hữu cơ nào đó có độ chọn lọc kém nhưng độ nhạy cao hơn, nó cũng được sử dụng tốt cho mục đích phân tích Để đặc trưng cho độ nhạy... phức là do cấu tạo phân tử của thuốc thử hữu cơ và điều kiện tiến hành phản ứng 5.2.3.1 Cấu tạo phân tử của thuốc thử hữu cơ Kết quả tương tác của thuốc thử hữu cơ với các ion được quyết định bởi 2 phần trong phân tử thuốc thử hữu cơ : Một phần của phân tử quyết định sự tương tác với ion này hay với ion khác gọi là nhóm chức phân tích (nhóm nguyên tử đặc trưng) Một phần khác của phân tử có ảnh hưởng... dụng trong phân tích nhưng khi chuyển thành phức chất chúng lại rất đặc trưng và có thể sử dụng để nhận ra ion đó Ví dụ : ion Cu2+ở nồng độ loãng có màu xanh nhạt, không thể nhận ra được nhưng khi chuyển thành phức amminacat đồng [Cu(NH3)4]2+ thì có màu xanh đậm rất đặc trưng giúp việc phát hiện Cu2+dễ dàng Trong phân tích định lượng, thuốc thử hữu cơ được dùng làm chất kết tủa trong phân tích khối... sai lệch, ảnh hưởng đến quá trình phân tích 4.2 PHUƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ OXI HOÁ KHỬ 4.2.1 Chỉ thị dùng trong phương pháp oxy hoá khử 4.2.1.1 Trường hợp không dùng chất chỉ thị từ ngoài vào Trong trường hợp này, thuốc thử là một chất có màu rõ rệt và ta kết thúc định phân khi dung dịch đổi màu 4.2.1.2 Dùng chất chỉ thị đưa từ ngoài vào 1)Chỉ thị đặc biệt : Loại chỉ thị này dùng để nhận ra lượng thuốc thử... tan thì phức chất có thể bị phân huỷ 3 )Phân huỷ phức chất do cấu tử của nội cầu kết hợp với chất khác tạo thành một phức khác bền hơn Nếu cho một chất với lượng đủ lớn có thể kết hợp với ion trung tâm hay với các phối tử để tạo thành một phức mới bền hơn thì phức chất trước đó có thể bị phân huỷ 5.2 THUỐC THỬ HỮU CƠ Thuốc thử hữu cơ là các chất hữu cơ ứng dụng trong hoá phân tích định tính, định lượng... CƠ TRONG HOÁ PHÂN TÍCH 5.3.1 Phát hiện và xác định ion Dùng phức chất để phát hiện các ion trong phân tích định tính hệ thống các cation, thuốc thử sẽ kết hợp với các cation tạo phức có màu đặc trưng Ví dụ : tìm Al3+ bằng alizarin S ở trong môi trường kiềm ở dạng muối nội phức có màu đỏ son “son nhôm”, tìm Ni2+ bằng dimetylglioxim trong môi trường NH3 ở dạng muối nội phức có màu đỏ tươi, Dùng để pha... Các cách chuẩn độ complexon 1)Chuẩn độ trực tiếp: dùng khi phức complexonat bền, phức của chỉ thị với ion kim loại kém bền và có chỉ thị thích hợp H2Y2- + Mg2+ = MgY2- + 2H+ 2)Chuẩn độ ngược: Cho một lượng dư chính xác complexon (đã biết nồng độ chính xác) vào dung dịch chất phân tích ở pH thích hợp rồi định phân lượng complexon dư đó theo cách định phân trực tiếp Dựa vào lượng complexon dư ta dễ dàng