BỘ MÔN: HÓA PHÂN TÍCH
Sinh Viên:
ĐH Nông Lâm Thái Nguyên
Email: TuanThi_TraiPhongBa@yahoo.com
Gmail: TuanThik44qldd@gmail.com
SĐT: 01699014755
01234773618
Giới thiệu học phần
Tên học phần Hóa phân tích
Analytical chemistry
Số tín chỉ 2
Mục tiêu của học phần
Sau khi hoàn tất học phần, sinh viên phải nắm được những kiến thức về Hoá phân tích, về phân tích định tính và phân tích định lượng một số chất cơ bản.

Mô tả vắn tắt nội dung học phần
Học phần này nhằm cung cấp cho sinh viên những kiến thức cơ sở, những nguyên lý chung của hóa học phân tích, bao gồm các phần: chuẩn độ axit-bazơ, phức chất, oxy hóa khử, tủa, và một số phương pháp hóa lý khác.
Tài liệu học tập
Sách, giáo trình chính
Giáo trình Hóa phân tích, ĐH Công nghiệp TP.HCM.
Tài liệu tham khảo
[1] Nguyễn Thạc Cát, Từ Vọng Nghi, Đào Hữu Vinh (1985), Cơ sở lý thuyết hóa học phân tích, Xuất bản lần 2, Hà Nội.
[2] Lâm Ngọc Thụ (2002), Cơ sở lý thuyết hóa học phân tích, Huế.
[3] Nguyễn Tinh Dung (1991), Hóa học phân tích, phần I. Lý thuyết cơ sở , NXB Giáo Dục.
[4] Lê Xuân Mai, Nguyễn Thị Bạch Tuyết (2000), Giáo trình phân tích định lượng, NXB Đại học quốc gia Tp. HCM.
[5] Hoàng Minh Châu (2002), Cơ sở hóa học phân tích, NXB Khoa học kỹ thuật Hà Nội.
[6] Từ Vọng Nghi (2000), Hóa học phân tích, NXB Đại học quốc gia Hà Nội.
Giới thiệu học phần
PHẦN THỨ NHẤT: ĐỊNH TÍNH
Chương 1. Các khái niệm và định luật cơ bản
Chương 2. Phân tích định tính cation nhóm 1
Chương 3. Phân tích định tính cation nhóm 2
Chương 4. Phân tích định tính cation nhóm 3
PHẦN THỨ HAI: ĐỊNH LƯỢNG
Chương 1. Phân tích khối lượng
Chương 2. Phân tích thể tích
Chương 3. Phân tích axit – bazơ
Chương 4. Phân tích oxy hóa- khử
Chương 5. Phân tích phức chất
Chương 6. Phân tích kết tủa
Nội dung học phần
Nhập môn hóa phân tích
Nội dung và yêu cầu của hóa học phân tích
Phân loại các phương pháp phân tích
Các loại phản ứng hóa học dùng trong hóa phân tích
Các giai đoạn của một phương pháp phân tích
Các loại nồng độ dùng trong hóa phân tích
Nhập môn hóa phân tích
Nhập môn hóa phân tích
Nội dung và yêu cầu của hóa học phân tích
HPT là khoa học về các phương pháp pt định tính và định lượng, kiểm tra những quá trình hóa lí và kĩ thuật hóa học
Pt định tính: xác định sự hiện diện của các cấu tử trong mẫu, đánh giá hàm lượng sơ bộ của chúng
Pt định lượng: xác định chính xác hàm lượng của cấu tử trong mẫu:
Pp hóa học
Pp vật lí
Pp hóa lí
Phân loại các phương pháp phân tích
Phân loại theo bản chất của phương pháp:
PP hóa học: bằng pưhh chuyển cấu tử cần xác định thành hợp chất mới có tính chất đặc trưng để có thể xác định sự hiện diện và hàm lượng
PP vật lí: xác định bằng nghiên cứu tính chất quang, điện, từ
PP hóa lí: kết hợp PPVL và PPHH
Các pp phổ
Các pp điện hóa
Các pp sắc kí
Phân loại các phương pháp phân tích
Phân loại theo lượng mẫu phân tích hay kĩ thuật phân tích
Phân tích thô: sử dụng dụng cụ 50 – 500 ml với lượng mẫu 1 – 10 g hoặc 1 – 10 ml
Phân tích bán vi lượng: dụng cụ < 50 ml, lượng mẫu 10-3 – 1g hay 10-1 – 1 ml
Phân tích vi lượng: dụng cụ < 1 ml, lượng mẫu 10-6 – 10-3 g hoặc 10-3 – 10-1 ml
Phân tích siêu vi lượng: lượng mẫu < 10-6g hoặc 10-3ml
Các loại phản ứng hóa học dùng trong HPT
Phản ứng oxy hóa khử:
Định tính:
Cl2 + I- → I2 + Cl-
I2 xuất hiện làm xanh giấy tẩm hồ tinh bột
Định lượng:
MnO4- + Fe2+ + H+ → Mn2+ + Fe3+ + H2O
Phản ứng trao đổi:
Pư acid – baz
Pư tạo tủa
Pư tạo phức
Yêu cầu đối với thuốc thử dùng trong HPT
Độ tinh khiết
Tính chọn lọc
Tính nhạy
Giới hạn phát hiện: VD: giới hạn phát hiện Fe3+ bằng SCN- là 0,25 μg/ml
Trơ với môi trường
Có phân tử lượng lớn để giảm sai số khi cân
Yêu cầu đối với thuốc thử dùng trong HPT
Xảy ra tức thời
Xảy ra hoàn toàn theo chiều mong muốn
Pư theo tỷ lệ xác định, sản phẩm có thành phần xác định
Có dấu hiệu nhận biết rõ ràng
Các giai đoạn của một phương pháp phân tích
Giai đoạn chọn mẫu: đảm bảo tính đại diện của mẫu:
Chọn mẫu riêng: chọn ngẫu nhiên
Chọn mẫu ban đầu: là mẫu được chọn từ mẫu riêng
Mẫu trung bình: mẫu ban đầu được trộn đều và nghiền nhỏ
Giai đoạn chuyển mẫu thành dung dịch: 2 cách
PP ướt: mẫu được hòa tan bằng dung môi thích hợp (acid, baz, nước, chất oxy hóa mạnh…)
Các giai đoạn của một phương pháp phân tích
Dd HCl: hòa tan mẫu: CO32-, PO43-, SO32-…
Dd HNO3: hòa tan PbS, CuS, các hợp kim
Dd H2SO4 đậm đặc: hòa tan các hợp kim
Dd HF: hòa tan SiO32-, SiO2
Phương pháp khô: nung khô các hợp chất khó tan (Al2O3, TiO2, Cr2O3…) với các chất: NaOH, Na2CO3, Na2O2 trong chén Pt hoặc Ni ở nhiệt độ cao; sau đó hòa tan bằng dd thích hợp
Yêu cầu: không làm mất mẫu, bẩn mẫu

Các giai đoạn của một phương pháp phân tích
Chọn pppt thích hợp, thực hiện phản ứng
Yêu cầu:
Đo lặp lại nhiều lần để:
Tránh sai số quá lớn
Độ tin cậy của phép đo





Kiểm chứng kết quả, xử lí kết quả phân tích
Các loại nồng độ dùng trong hóa phân tích
Độ chuẩn (T): số g hoặc mg chất tan trong 1ml dd
Nồng độ phần trăm C%
Nồng độ mol CM: số mol chất tan trong 1000ml dd
Nồng độ molan Cm: số mol chất tan trong 1000g dung môi
Nồng độ phần mol: Ni = ni/N
Nồng độ đương lượng CN
CHƯƠNG 1. CÁC KHÁI NIỆM VÀ ĐỊNH LUẬT CĂN BẢN

PHẦN 1: ĐỊNH TÍNH

Khái niệm điện ly
Hằng số phân ly dung dịch
Hoạt độ, nồng độ, hệ số hoạt độ
Hằng số bền và không bền
Độ điện ly
Mối quan hệ giữa độ điện ly và hằng số phân ly

1.1. Sự điện ly, chất điện ly
1.1.1. Khái niệm điện ly
Sự điện ly là quá trình phân ly các chất tan thành những ion mang điện tích trái dấu, các chất trong trạng thái nóng chảy hay trong dung dịch, có khả năng phân ly thành những ion mang điện tích trái dấu, làm cho hệ có khả năng dẫn được điện, gọi là chất điện ly
Phân loại: chất điện ly gồm hai loại:
Chất điện ly mạnh: là chất điện ly có khả năng phân ly hoàn toàn, được biểu thị bằng dấu (→ )
Chất điện ly yếu: là chất điện ly không có khả năng phân ly hoàn toàn, đƣợc biểu thị bằng dấu ( )

1.1.1. Khái niệm điện ly
1.1.1. Khái niệm điện ly
Ví dụ: dung dịch HCl, NaCl... là những dung dịch chất điện ly mạnh được biểu thị trong dung dịch nước là:
NaCl → Na+ + Cl-
Còn những dung dịch FeCl2 , Cu(OH)2... là những dung dịch chất điện ly yếu đến rất yếu, được biểu thị trong dung dịch nước là:
FeCl2 Fe2+ + 2Cl-
1.1. 2. Hằng số phân ly dung dịch
A nBm nAm+ + m Bn-
Gọi là hằng số điện ly hay hằng số phân ly A mBn. Đây là một đại lượng đặc trưng cho chất điện ly hoà tan trong một dung môi nhất định.
1.1.3.. Hoạt độ, nồng độ, hệ số hoạt độ
Hoạt độ:
a = f.C
C: nồng độ (mol/L)
f: hệ số hoạt độ (phụ thuộc vào lực ion μ)
Lực ion μ:
Giả sử dung dịch có i cấu tử với
điện tích là Z1, Z2, …, Zi
nồng độ của từng cấu tử C1, C2, …, Ci
1.1.3. Hoạt độ, nồng độ, hệ số hoạt độ
Nếu μ = 0 → dung dịch rất loãng, tương tác không đáng kể → f = 1 → a = C
Nếu μ ≤ 0,02 thì:


Nếu 0,02 < μ ≤ 0,2 thì:


Nếu μ > 0,2 thì:

(A: hệ số thực nghiệm)
Ví dụ: Tính a của Al3+ và SO42- trong dung dịch hỗn hợp Al2(SO4)3 10-3M và (NH4)2SO4 10-3M

1.1.4. Hằng số bền, hằng số không bền
Hằng số điện ly Kcb, còn gọi là hằng số phân ly hay hằng số không bền (Kpi)
Ví dụ:
CH3COOH CH3COO- + H+ có Kcb = Kpi = 1,82.10-5
Quá trình kết hợp ion trong dung dịch chất điện ly được xác định định lượng theo hằng số kết hợp, còn gọi là hằng số bền β .
Ví dụ:
CH3COO- + H+ CH3COOH Kcb = β= 104,74
→ Kpi . β =1
1.1.5. Độ điện ly
Là tỷ số giữa nồng độ chất điện ly bị phân ly với nồng độ chất điện ly đem vào hoà tan.
n là số mol của chất điện ly bị phân ly
n0 là số mol của chất điện ly đem vào hoà tan
1.1.6. Mối quan hệ giữa độ điện ly và hằng số phân ly
1.2. Tích số ion của nước - thang pH
H2O vừa là một axit vừa là một bazơ
H2O + H2O ⇋ H3O+ + OH-
Hằng số cân bằng:

Vì nước phân ly rất ít nên coi [H2O] là hằng số:
→ K.[H2O] = [H3O+].[OH-] = const = kH2O
KH2O là hằng số ion của nước (phụ thuộc vào nhiệt độ)
Ở 250C:
kH2O = 10-14 ↔ pKH2O = -lg10-14 =14
1.2.1. Sự ion hóa của nước
1.2.2. Hằng số axit (Ka), hằng số bazơ (Kb) – Mối liên hệ
Xét một dung dịch axit:
A + H2O ⇋ B + H3O+
Hằng số cân bằng:






Thông qua giá trị Ka có thể xác định độ mạnh, yếu của axit?
Ka là hằng số axit; pKa = -logKa
Tương tự với bazơ:


Đa axit: phân tử chứa nhiều hơn 2 H → phân ly nhiều nấc, mỗi nấc có một hằng số
Ví dụ: axit H3PO4
H3PO4 + H2O ⇋ H2PO4- + H3O+ pKa1 = 2,12
H2PO4- + H2O ⇋ HPO42- + H3O+ pKa2 = 7,21
HPO42- + H2O ⇋ PO43- + H3O+ pKa3 = 12,36

Đa bazơ: PO43-…, có pKb1, pKb2, pKb3
1.2.2. Hằng số axit (Ka), hằng số bazơ (Kb) – Mối liên hệ
Quan hệ giữa Ka và Kb của một cặp axit / bazơ liên hợp
pKa + pKb = 14
Nhận xét: Với một cặp ax-bz liên hợp, axit càng mạnh thì bazơ càng yếu và ngược lại
1.2.2. Hằng số axit (Ka), hằng số bazơ (Kb) – Mối liên hệ

1.3. pH trong các hệ axit – bazơ

1.3.1. Điều kiện proton
1.3.2. pH trong các hệ acid - baz đơn chức
Khảo sát trong hệ đơn acid - baz mạnh
Khảo sát trong hệ đơn acid yếu - baz mạnh hoặc acid mạnh - baz yếu
Khảo sát trong hệ đơn acid - baz yếu
Khảo sát trong hệ hỗn hợp acid - baz yếu
Phương trình bảo toàn proton:
Nguyên tắc: Số mol proton axit cho bằng số mol proton bazơ nhận
Ví dụ 1:
H2O + H2O ⇋ H3O+ + OH-
PTBT proton: [H3O+] = [OH-]
1.3.1. Điều kiện proton
Ví dụ 2: dung dịch HCl có nồng độ C(mol/L)
Trong dd tồn tại 2 cân bằng:
HCl + H2O ⇋ Cl- + H3O+
H2O + H2O ⇋ H3O+ + OH-

HCl, H2O
PTBT proton:
[H3O+] = [OH-] + [Cl-]
= [OH-] + C
1.3.1. Điều kiện proton
Ví dụ 3: dung dịch hỗn hợp HCl (C1) và CH3COOH (C2)
Các cân bằng trong dung dịch
HCl + H2O ⇋ H3O+ + Cl-
CH3COOH + H2O ⇋ CH3COO- + H3O+
H2O + H2O ⇋ H3O+ + OH-
HCl, CH3COOH, H2O
[H3O]+ = [OH-] + [Cl-] + [CH3COO-]
1.3.1. Điều kiện proton
Ví dụ 4: dung dịch NH3
Các cân bằng:
NH3 + H2O ⇋ NH4+ + OH-
H2O + H2O ⇋ H3O+ + OH-
PTBT proton: (NH3, H2O)
[OH-] = [NH4+] + [H3O+]
Ví dụ 5: dung dịch CN-, CH3COO-
Các cân bằng:
CN- + H2O ⇋ HCN + OH-
CH3COO- + H2O ⇋ CH3COOH + OH-
H2O + H2O ⇋ H3O+ + OH-
PTBT proton: (CN-, CH3COO-, H2O)
[HCN] + [CH3COOH] + [H3O+] = [OH-]
1.3.1. Điều kiện proton
1.3.2.pH trong các hệ axit- bazo đơn chức
pH của dung dịch axit mạnh
Giả sử dung dịch axit mạnh HA, nồng độ Ca:
HA + H2O → A- + H3O+
H2O + H2O ⇋ H3O+ + OH-
Hoặc viết dưới dạng:
HA → A- + H+
H2O ⇋ H+ + OH-
PT bảo toàn proton:
[H+] = [A-] + [OH-] = Ca + [OH-]
Biện luận: [H+] = [A-] + [OH-] = Ca + [OH-]
Nếu Ca ≥ 10-6 → [OH-] « Ca khi đó:
[H+] = Ca
Nếu Ca ≤ 10-8 → Ca « [OH-] khi đó:
[H+] = [OH-] = 10-7
Nếu 10-8 < Ca < 10-6 → giải phương trình bậc 2 (*)

Ví dụ: Tính pH của dung dịch HCl trong trường hợp 10-3M, 10-7M, 10-9M
pH của dung dịch acid mạnh
BOH có nồng độ Cb
Cân bằng trong dung dịch:
BOH → B+ + OH-
H2O ⇋ H+ + OH-
PT bảo toàn proton:
[OH-] = [H+] + [B+] = [H+] + Cb
pH của dung dịch bazo mạnh
Biện luận:
Nếu Cb ≥ 10-6 → pOH = -logCb
Nếu Cb ≤ 10-8 → pOH = 7
Nếu 10-8 < Cb < 10-6 → giải pt bậc 2 (**)
pH của dung dịch bazo mạnh
Giả sử dung dịch axit yếu HA, nồng độ Ca
Dung dịch có cân bằng:
HA ⇋ H+ + A-
H2O ⇋ H+ + OH-
PT bảo toàn proton:
[H+] = [A-] + [OH-]
Pt bảo toàn khối lượng:
Ca = [HA] + [A-]
Pt hằng số axit:
pH của dung dịch đơn axit yếu
Coi [OH-] « [H+] (nước phân ly không đáng kể)
Giả sử [H+] « Ca
pH của dung dịch đơn axit yếu
Ví dụ 1: Tính pH của dung dịch CH3COOH 0,1M; pKa = 4,75

Ví dụ 2: Tính pH của dung dịch NH4Cl 0,1M; biết NH3 có pKb = 4,75

Ví dụ 3: Tính pH của dung dịch axit salixilic 10-3M có pKa = 3
pH của dung dịch đơn axit yếu
Giả sử dung dịch bazơ B, nồng độ Cb
Các cân bằng trong dung dịch:
B + H2O ⇋ BH+ + OH-
H2O ⇋ H+ + OH-
Pt bảo toàn proton
[OH-] = [BH+] + [H+]
Pt bảo toàn khối lượng:
Cb = [BH+] + [B]
Pt hằng số Kb
pH của dung dịch đơn bazo yếu
Tương tự như trường hợp axit yếu:
[H+] « [OH-]
[OH-] « Cb
pH = 14 - pOH
pH của dung dịch đơn bazo yếu
Hỗn hợp 2 axit mạnh: HA1 (C1) và HA2 (C2)
Trong dung dịch:
[H+]dd = [H+]HA1 + [H+]HA2 + [H+]H2O
= C1 + C2 + [H+]H2O
Nếu C1 + C2 ≥ 10-6 → [H+]H2O nhỏ, bỏ qua
→ pH = -log(C1 + C2)
Nếu C1 + C2 < 10-8 → [H+]axit nhỏ, bỏ qua
→ pH = 7
Nếu 10-8 ≤ C1 + C2 < 10-6
→ Giữ nguyên và giải pt bậc 2
pH của dung dịch hỗn hợp 2 axit
Hỗn hợp của một axit mạnh HA1 (C1) và một axit yếu HA2 (C2, Ka):
[H+]dd = [H+]HA1 + [H+]HA2 + [H+]H2O
Thường trong dung dịch axit H+ do nước phân ly không đáng kể → bỏ qua
[H+] = C1 + [H+]HA2
Nếu C1 ≥ C2 → H+ do axit yếu phân ly không đáng kể → bỏ qua
[H+]dd = C1
Nếu C1 ≪ C2 → không bỏ qua axit yếu
pH của dung dịch hỗn hợp 2 axit
Ví dụ 1: Tính pH của hỗn hợp gồm HCl 0,1M và CH3COOH 0,1M; pKa = 4,75
pH của dung dịch hỗn hợp 2 axit
1.4.1. Tích số tan
1.4.2. Độ tan
1.5.3. Điều kiện kết tủa
1.4. Khái niệm về độ hòa tan, tích số tan

1.4.1. Tích số tan
Tốc độ phản ứng tạo tủa phụ thuộc vào yếu tố nào?


Tốc độ hòa tan tủa:



Phản ứng đạt cân bằng khi:
vht = vkt
Tổng quát:
nA + mB ⇌ AnBm
T chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ

1.4.1. Tích số tan
Vì kết tủa có độ tan nhỏ nên coi f ≈ 1
Tổng quát:
nA + mB ⇌ AnBm
T chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ

1.4.1. Tích số tan
Độ tan (S) của một chất là nồng độ của chất đó trong dung dịch bão hòa (ở một nhiệt độ nhất định)
S và T là đại lượng đặc trưng cho dung dịch bão hòa
Ví dụ 1: Tính TMg(OH)2 ở 200C biết rằng ở nhiệt độ đó 100ml dung dịch bão hòa có chứa 0,84 mg Mg(OH)2.
Giải
Từ giả thiết về số mg chất tan trong dung dịch bão hòa suy ra:

1.4.2. Độ tan
Mg(OH)2 ⇌ Mg2+ + 2OH-
S S 2S
Ví dụ 2: Tính độ tan của CaSO4 ở 200C biết T của CaSO4 tại nhiệt độ đó là 9,1.10-6

1.4.2. Độ tan
Các yếu tố ảnh hưởng sự kết tủa
Chất điện ly lạ
Ion chung
Phản ứng phụ
Nhiệt độ
Kích thước kết tủa

1.4.3. Điều kiện kết tủa
1.5.1. Định nghĩa – Danh pháp
1.5.2. Hằng số bền và hằng số không bền của phức chất
1.5.3. Nồng độ cân bằng của các cấu tử trong dung dịch tạo phức
1.5.4. Các yếu tố ảnh hưởng đến sự phân ly của phức chất. Hằng số bền điều kiện

1.5. Khái niệm cơ bản về phức chất
Định nghĩa: Phức chất là những hợp chất tạo bởi cation (ion trung tâm) kết hợp với các phối tử (là các phân tử hoặc ion); nó tồn tại trong dung dịch đồng thời có khả năng phân ly thành các ion đơn hay phân tử.
[Ag(CN)2]-

1.5.1. Đinh nghĩa – Danh pháp
Danh pháp: Tên phối tử + tên ion trung tâm
Nếu phối tử là gốc axit: thêm “o” vào tên gốc
SO42- : sunfato
NO3- : nitrato
Nếu phối tử là halogen:
F- : floro
Cl- : cloro
Br- : bromo
I- : iodo
OH- : hidroxo
Số phối trí: 1 (mono); 2 (đi); 3 (tri); 4 (tetra); 5 (penta); 6 (hexa)…

1.5.1. Đinh nghĩa – Danh pháp
Hằng số bền: đại lượng đặc trưng cho khả năng tạo phức
Hằng số không bền: đại lượng đặc trưng cho khả năng phân ly phức chất
Dựa vào K và β có thể biết được phức đó bền hay không

1.5.2. Hằng số bền, hằng số không bền của phức chất
Với phức có nhiều phối tử, sự phân ly xảy ra theo từng nấc:
Cd2+ + NH3 ⇌ Cd(NH3)2+ β1, K1
Cd(NH3)2+ + NH3 ⇌ Cd(NH3)22+ β2, K2
Cd2+ + 4NH3 ⇌ Cd(NH3)42+ β, K
…
β, K: hằng số bền và không bền tổng cộng
β = β1.β2.β3.β4 = β1,4
K = K1.K2.K3.K4 = K1,4

1.5.2. Hằng số bền, hằng số không bền của phức chất
1.5.3. Nồng độ CB của các cấu tử trong dd tạo phức
Giả sử ion M có nồng độ ban đầu Cm tạo phức với phối tử L
M + L ⇌ ML
ML + L ⇌ ML2
Từ (1) → [ML] = β1.[M].[L]
Thay vào (2):
[ML2] = β1. β2.[M]2.[L]
Theo định luật bảo toàn khối lượng:
[M] + [ML] + [ML2] = Cm
1.5.3. Nồng độ CB của các cấu tử trong dd tạo phức
Trường hợp tổng quát:
…
1.5.3. Nồng độ CB của các cấu tử trong dd tạo phức
Ví dụ: Tính [Ag+] và [CN-] trong dung dịch phức Ag(CN)2- 0,1M; biết β = 1021
Giải
Cân bằng trong dung dịch
Ag(CN)2- ⇌ Ag+ + 2CN-
Biểu thức hằng số bền:
Giả sử [Ag+] ≪ 0,1
Vậy giả thiết là đúng
1.5.3. Nồng độ CB của các cấu tử trong dd tạo phức
Ví dụ 2: Tính nồng độ cân bằng của các cấu tử trong dung dịch Ag(NH3)2+ 10-2M, biết K = 6,8.10-8
Ví dụ 3: Tính nồng độ cân bằng của các cấu tử trong dung dịch CdCl2 10-2M. Biết Cd2+ tạo phức với Cl- các phức: CdCl+, CdCl2, CdCl3-, CdCl42- các hằng số bền tương ứng là 102,05 , 100,55 , 10-0,2 , 100,5
Ví dụ 4: Tính nồng độ cân bằng Cl- để kết tủa AgCl tan ít nhất, biết Ag+ tạo phức với Cl- với các hằng số sau:
AgCl β1 = 103,04
AgCl2- β1,2 = 105,04
AgCl32- β1,3 = 105,05
AgCl43- β1,4 = 105,3
1.5.3. Nồng độ CB của các cấu tử trong dd tạo phức
1.5.4. Các yếu tố ảnh đến sự phân ly của phức. HSB điều kiện
Giả sử trong dung dịch có phức MY2- có mặt ion L và H+. Trong đó:
L có khả năng tạo phức phụ với M
H+ có khả năng tạo phức phụ với Y4-
Các cân bằng trong dung dịch:
MY2- ⇌ M2+ + Y4- (để dễ theo dõi không viết điện tích)
Biểu thức HSB của phức:
M tạo phức phụ với L:
M + L ⇌ ML

ML + L ⇌ ML2
…
MLn-1 + L ⇌ MLn
H+ tạo phức phụ với Y4-:
H+ + Y4- ⇌ HY3- K4
H+ + HY3- ⇌ H2Y2- K3
H+ + H2Y2- ⇌ H3Y- K2
H+ + H3Y- ⇌ H4Y K1
1.6.4. Các yếu tố ảnh đến sự phân ly của phức. HSB điều kiện
Gọi [M]’ là nồng độ của M do phức phân ly, khi đó:
[M]’ = [M] + [ML] + [ML2] + … + [MLn] (1)
Gọi [Y4-]’ là nồng độ của Y4- do phức phân ly:
[Y4-]’ = [Y4-] + [HY3-] + [H2Y2-] + [H3Y-] + [H4Y] (2)
Từ (1):
1.5.4. Các yếu tố ảnh đến sự phân ly của phức. HSB điều kiện
Từ (2):
1.5.4. Các yếu tố ảnh đến sự phân ly của phức. HSB điều kiện
Ví dụ 1: Tính nồng độ các cấu tử có trong dung dịch hỗn hợp gồm MgY2- 10-2M và Ca2+ 10-2M. Biết:
β (MgY2-) = 108,7
β (CaY2-) = 1010,7
Giải
Nhận xét: từ giá trị HSB của 2 phức MgY2- và CaY2-
→ Có phản ứng:
Ca2+ + MgY2- ⇌ CaY2- + Mg2+
Từ phản ứng: [CaY2-] = [Mg2+]
1.5.4. Các yếu tố ảnh đến sự phân ly của phức. HSB điều kiện
1.5.4. Các yếu tố ảnh đến sự phân ly của phức. HSB điều kiện
Theo định luật bảo toàn khối lượng:
[Mg2+] + [MgY2-] = 10-2
→ [Mg2+] = 9,2.10-3
→ [Ca2+] = 8,2.10-4

Ví dụ 2: Tính nồng độ cân bằng của Mg2+, Y4-, MgY2- khi trong dung dịch có Mg2+ 10-2M, Y4- 10-2M, pH = 11. Biết:
β (MgY2-) = 108,7
β (MgOH+) = 102,58
H4Y có pK1 = 2; pK2 = 2,67; pK3 = 6,27; pK4 = 10,95
1.5.4. Các yếu tố ảnh đến sự phân ly của phức. HSB điều kiện
1.6. Phản ứng thủy phân
Phản ứng thuỷ phân là phản ứng tương tác giữa những chất khác nhau (muối, hydrua, các hợp chất oxy, halozen và thioanhydric) với những ion của nước, kèm theo sự phá huỷ cân bằng điện ly của nước và làm thay đổi pH của dung dịch (kể cả sự thay đổi màu sắc của dung dịch )
Ví dụ: khảo sát sự thuỷ phân của muối NH4Cl
Trong dung dịch có sự điện ly: NH4Cl → NH4+ + Cl -Trong dung môi nước: NH4+ + H2O NH3 + H3O+
Nên: NH4Cl + H2O NH3 + Cl- + H3O+
Vì thế dung dịch thu được sau khi hòa tan muối NH4Cl trong nước là dung dịch có tính acid
Chương 2: Phân tích định tính cation nhóm I
2.1. Đặc tính chung của nhóm
2.2. Thuốc thử chung cation nhóm 1
2.3. Phân tích hệ thống nhóm 1
Nhóm 1 cation gồm: Ag ; Hg2+ ; Pb2+, các nguyên tố này nằm trong các nhóm khác nhau của hệ thống tuần hoàn. Chúng có hoặc 18 electron ở lớp ngoài cùng hoặc (18 + 2) electron ở 2 lớp ngoài cùng, đó là nguyên nhân tại sao chúng lại tác dụng giống nhau đối với các ion halozenua.
2.1. Đặc tính chung của nhóm
2.2. Thuốc thử chung cation nhóm 1
Với thuốc thử HCl
Tạo các hợp chất kết tủa khó tan trong nước và trong các axit loãng với độ tan khác nhau
Với thuốc thử KI hay KBr
Dung dịch này phản ứng với các cation nhóm 1 tạo thành những kết tủa tinh thể có màu đặc trưng
2.2. Thuốc thử chung cation nhóm 1
Với thuốc thử H2SO4 loãng
H2SO4 loãng và các muối sunfat tan sẽ phản ứng với các cation nhóm 1 với mức độ khác nhau. Các cation Ag+ và Hg22+ muốn tạo kết tủa với ion SO42- thì nồng độ của chúng trong dung dịch phải tương đối lớn so với Pb2+ tạo kết tủa PbSO4 độ tan PbSO4 là 0,00015 mol/ L.
2.2. Thuốc thử chung cation nhóm 1
Với thuốc thử NaOH hay KOH
Các cation nhóm I sẽ phản ứng với thuốc thử tạo thành các hiđrôxit kết tủa màu trắng AgOH, Hg2(OH)2, Pb(OH)2 nhưng tính chất của các hiđrôxit này có khác nhau. AgOH và Hg2(OH)2 rất không bền, bị phân
hủy ngay khi tạo thành và cho ra các oxit tương ứng Ag2O, Hg2O, còn Pb(OH)2 thì lại tan trong kiềm dư.
Ag+ + OH = AgOH màu trắng
AgOH bị phân hủy rất nhanh.
2 AgOH = Ag2O màu đen +H2O
Ag2O không tan trong kiềm dư, nhưng dễ tan trong HNO3, NH4OH và bị ánh sáng phân hủy thành Ag kim loại.
2.2. Thuốc thử chung cation nhóm 1
Với thuốc thử NH3
2Ag+ + CrO42- = Ag2CrO4 màu đỏ nâu
Phản ứng này tiến hành trong môi trường trung tính (pH = 7).
Pb2+ + CrO42- = PbCrO4 màu vàng
2Pb2+ + Cr2O72- + H2O = 2PbCrO4 + 2H+
Với thuốc thử K2CrO4
2.2. Thuốc thử chung cation nhóm 1
Với thuốc thử H2S
Với thuốc thử Na2S2O3
2. 2. Thuốc thử chung cation nhóm 1
Các cation nhóm 1: Ag+, Pb2+, Hg22+
2.2. Phân tích định tính cation nhóm 1
2.3. Phân tích hệ thống cation nhóm 1
Chương 3: Phân tích định tính cation nhóm II
3.1. Đặc tính chung của nhóm
3.2. Thuốc thử chung cation nhóm II
3.3. Phân tích hệ thống nhóm II
3.1. Đặc tính chung của nhóm
Nhóm 2 cation gồm: Ca2+, Sr2+, Ba2+ là những nguyên tố thuộc nhóm hai trong hệ thống tuần hoàn, chúng có đầy đủ số electron lớp ngoài là 8, đó là cơ sở để chúng có những tính chất đinh tính gần giống nhau. Hoạt tính hoá học của chúng tăng từ Ca đến Ba. Các ion của chúng trong dung dịch nước đều không giống nhau.
3. 2. Thuốc thử chung cation nhóm 2
Dùng thuốc thử H2SO4 loãng và các muối sunfat
Tạo tinh thể màu trắng không tan trong axit và kiềm
Dùng thuốc thử Na2CO3 hoặc K2CO3 hoặc (NH4)2CO3
Tạo kết tủa tinh thể màu trắng, ít tan trong nước nhưng tan trong các axit HCl, HNO3
3. 2. Thuốc thử chung cation nhóm 2
Dùng thuốc thử K2CrO4
Dùng thuốc thử (NH4)2C2O4
Tạo kết tủa tinh thể màu vàng BaCrO4, SrCrO4 ít tan trong nước (độ tan của chúng là S (BaCrO4 ) = 1,55.10-5 gmol/L; S (SrCrO4 )= 4,0.10-4 gmol/L).
Tạo kết tủa Oxalat tinh thể màu trắng tan trong các acid HCl, HNO3, riêng BaC2O4và SrC2O4 tan được cả trong acid axetic.
Các cation nhóm 2: Ba2+, Sr2+, Ca2+
3. 2. Thuốc thử chung cation nhóm 2
3. 3.Phân tích hệ thống cation nhóm 2
Chương 4 : Phân tích định tính cation nhóm III
4.1. Đặc tính chung của nhóm
4.2. Thuốc thử chung cation nhóm III
4.3. Phân tích hệ thống nhóm III
4.1. Đặc tính chung của nhóm
Cation nhóm 3 gồm Al3+, Zn2+, Cr3+ tương ứng với những nguyên tố là những kim loại lưỡng tính, khi tác dụng với dung dịch kiềm tạo thành các hydroxyt lưỡng tính kết tủa. Các kết tủa này tan trong dung dịch kiềm đặc dư.
4. 2. Thuốc thử chung của cation nhóm 3
Dùng dung dịch KOH hay NaOH dư
Phản ứng tạo ra các hydroxyt kết tủa. Các hydroxyt của nhóm có tính chất lưỡng tính, tức là chúng vừa có khả năng phân ly trong nước theo kiểu acid lại vừa có khả năng phân ly theo kiểu baz.
Tính chất chung của các cation nhóm III là chúng đều tạo thành các muối tan trong môi trường kiềm dư.
Ion cromit (CrO2-) kết hợp với các cation như Mg2+, Mn2+, Fe3+, Zn2+… tạo thành những kết tủa khó tan Mg(CrO2)2, Zn(CrO2)2, Mn(CrO2)2… vì vậy để tách Cr3+ cùng với nhóm III, thường dùng kiềm dư và có mặt H2O2 để oxi hóa Cr3+ về CrO42- .Vì vậy cho nên thuốc thử để tách nhóm III là NaOH (hoặc KOH) dư và H2O2.
4. 2. Thuốc thử chung của cation nhóm 3
Dùng dung dịch NH3
Amôni hidrôxit (NH4OH) tác dụng với các cation nhóm III tạo thành các hidrôxit không tan, nhưng riêng Zn2+ khi dung dịch NH3 dư sẽ làm kết tủa này và cả ion này chuyển thành phức amoniacat tan Zn(NH3)42+
Cr(OH)3 tan ít trong NH4OH dư, khi có mặt NH4Cl tạo thành muối kép CrCl3.NH3màu tím
Al(OH) 3 kết tủa hoàn toàn khi dung dịch có pH 7- 8
4. 2. Thuốc thử chung của cation nhóm 3
Dùng dung dịch Na2CO3 hay K2CO3
Tạo thành kết tủa hidroxit, riêng với ion Zn2+ tạo thành muối cacbonat bazo có thành phần phụ thuộc nồng độ dung dịch và nhiệt độ:
Tất cả kết tủa trên đều tan trong kiềm dư, riêng muối cacbonat baz của kẽm tan được cả trong amoniac và trong muối amoni.
4. 2. Thuốc thử chung của cation nhóm 3
Dùng dung dịch S2-
Ion Zn2+ trong môi trường trung tính, kiềm yếu hoặc có mặt muối axetac natri thì tác dụng với H2O hay (NH4)2S tạo thành kết tủa sunfua kẽm màu trắng:
ZnCl2 + H2S + 2CH3COONa = ZnS + 2NaCl + 2CH3COOH
Ion Sn4+ và Sn2+ trong môi trường HCl tác dụng với H2S tạo thành các sunfua khó tan:
Các cation nhóm 3: Al3+, Cr3+, Zn2+, Sn2+, Sn4+, As3+, As5+
4.2. Thuốc thử chung cation nhóm 3
4.3. Phân tích hệ thống cation nhóm 3