Tiểu luận Cách xác định sai số chuẩn độ trong phương pháp chuẩn độ đơn chức Acid mạnh - Base mạnh

TRƯỜNG ĐẠI HỌC CÔNG NGHIỆP THỰC PHẨM TP.HCM KHOA CÔNG NGHỆ HÓA HỌC BỘ MÔN CÔNG NGHỆ HÓA HỌC & VẬT LIỆU ---------------o0o--------------- BÁO CÁO ĐỒ ÁN: CHỦ ĐỀ 7 CÁCH XÁC ĐỊNH SAI SỐ CHUẨN ĐỘ TRONG PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ ĐƠN CHỨC ACID MẠNH-BASE MẠNH GVHD: Ths. Trương Bách Chiến SVTH: Nguyễn Bảo Duy LỚP:09DHTP8 MSSV: 2008181034 Tp Hồ Chí Minh, Tháng 2/2019 (1 line) MỤC LỤC Danh sách hình ảnh ii Danh sách bảng biểu iii Lời cảm ơn iv PHẦN 1.TỔNG QUAN 7 1.1. Chuẩn độ 7 1.2. Acid - base 10 1.2.1. Theo Bronsted 10 1.2.2. Theo Lewis 10 1.2.3. Acid mạnh/ yếu 11 1.2.4. Base mạnh/ yếu 11 1.2.5. Hằng số acid - base 11 1.3. pH 11 PHẦN 2. NÔI DUNG ĐỒ ÁN 13 2.1. Thuốc thử chuẩn độ acid - base 12 2.2. Chất chỉ thị để chuẩn độ acid - base 12 2.3. Khái niệm chất chỉ thị 12 2.4. Những loại chất chỉ thị 13 2.5. Nguyên tắc chọn chỉ thị trong chuẩn độ acid - base 15 2.6. Sai số chuẩn độ acid - base 15 2.7. Dung dịch đệm 15 2.8. pH của dung dịch đệm 15 2.9. Đệm năng của dung dịch đệm 16 2.10. Chuẩn độ acid mạnh - base mạnh 16 2.10.1. Chuẩn độ acid mạnh bằng base mạnh 17 2.10.2. Chuẩn độ base mạnh bằng acid mạnh 21 PHẦN 3. KẾT LUẬN VÀ KIẾN NGHỊ 23 Tài liệu tham khảo 24 DANH SÁCH HÌNH ẢNH DANH SÁCH BẢNG BIỂU Bảng 1: Các chất chỉ thị 15 Bảng 2: So sánh chuẩn độ acid mạnh bằng base mạnh và ngược lại 18 Bảng 3: Kết quả chuẩn độ 20 NHẬN XÉT CỦA GIÁO VIÊN HƯỚNG DẪN Nhóm sinh viên gồm : 1. MSSV: 2. MSSV: 3. MSSV: Nhận xét : . . . . . . . . . . . . . . . . . . Điểm đánh giá: . . . . . ..... Ngày . .tháng .năm 2014 ( ký tên, ghi rõ họ và tên) LỜI CẢM ƠN Trong thời gian học tập cùng tập cùng với thầy , em đã trang bị cho mình được những kiến thức nhất định về môn hóa phân tích. Song đó chỉ là lý luận cơ sở, làm nền tảng để em có thể tiếp cận gần hơn với thực tế. Thầy đã tạo điều kiện cho chúng em củng cố hơn kiến thức cũng như kỹ năng, bước đầu làm quen với môn học này này.Để có thể hoàn thành bài báo cáo này, trước hết em xin trân thành cảm ơn đến Thầy đã tận tình truyền đạt những kiến thức cho chúng em trong thời gian học tập tại trường. Báo cáo là kết quả của quá trình học tập và nghiên cứu, nhưng bài tiểu luận của chúng em còn nhiều thiếu sót, hạn chế. Rất mong nhận được ý kiến đóng góp của Thầy để kiến thức của em trong lĩnh vực này được hoàn thiện hơn. Chúng em xin chân thành cảm ơn! Phần 1: Tổng Quan 1.1 Chuẩn độ Chuẩn độ là kỹ thuật phân tích cho phép xác định định lượng một chất cần phân tích trong mẫu. Kỹ thuật này dựa trên phản ứng hoàn toàn của chất cần phân tích và dung dịch chuẩn độ với nồng độ đã biết được thêm từ từ vào mẫu: Chất cần phân tích + dung dịch chuẩn = sản phẩm của phản ứng. Chất chuẩn (C): Là một chất biết trước chính xác nồng độ và phản ứng chọn lọc với một chất xác định hoặc một nhóm chất xác định trong một điều kiện nhất định. Chất xác định (X): là một chất hoặc một nhóm chất cần xác định nồng độ hoặc hàm lượng có trong mẫu phân tích Mẫu xác định: Hay còn gọi là mẫu phân tích là đối tượng có chứa chất xác định cần phân tích. Một mẫu xác định có thể có một hoặc nhiều chất xác định tùy theo yêu cầu phân tích. Dung dịch xác định: là dung dịch được tạo ra từ mẫu xác định. Điểm tương đương: là điểm chất chuẩn tác dụng vừa đủ với với chất xác định, tại đó số đương lượng gam của chất chuẩn bằng chất xác định. Chất chỉ thị: Là chất được thêm vào bình phản ứng để tạo ra tình hiệu phân tích có thể quan sát được (màu sắc, kết tủa,) khi phản ứng đạt đến điểm tương đương hoặc gần đến điểm tương đương. Yêu cầu đối với chất chỉ thị: + Bền trong môi trường sử dụng + Cân bằng chỉ thị phải đạt được nhanh + Có hiện tượng thay đổi rõ rệt ở điểm tương đương hoặc gần điểm tương đương. + Chỉ thị phải nhạy Điểm cuối chuẩn độ: Là thời điểm kết thúc chuẩn độ khi có tín hiệu của chất chỉ thị Thông thường điểm cuối chuẩn độ không trùng với điểm tương đương, nghĩa là sẽ chuẩn độ hơi dư hoặc hơi thiếu chất chuẩn, do đó phép chuẩn độ sẽ mắc sai số. Sai số đó gọi là sai số chuẩn độ. Để cho sai số chuẩn độ không vượt quá sai số cho phép người ta phải chọn chất chỉ thị, điều kiện phản ứng, dụng cụ, thao tác thích hợp. Phản ứng chuẩn độ: Phản ứng xảy ra giữa chất chuẩn và chất xác định khi thực hiện thao tác chuẩn độ. Phản ứng chuẩn độ phải thỏa mãn những yêu cầu sau: + Phản ứng xảy ra hoàn oàn và theo một phương trình nhất định + Phản ứng xảy ra nhanh, gần như tức thời + Phản ứng phải chọn lọc + Phải có chất chỉ thị thích hợp để nhận biết điểm tương đương. Phản ứng chỉ thị: Là phản ứng cho tín hiệu để nhận biết điểm tương đương, còn gọi là điểm phản ứng cuối. Nếu biểu diễn sự biến đổi nồng độ hay logarit của nồng độ cấu tử X trong quá trình chuẩn theo thể tích của thuốc thử thêm vào bằng đồ thị, gọi là đường cong chuẩn độ. Đường cong chuẩn độ được biểu diễn như sau: Hình 1: Đường cong chuẩn độ Các kỹ thuật chuẩn độ: + Kỹ thuật chuẩn độ trực tiếp: Là kỹ thuật chuẩn độ mà trong đó chất chuẩn tác dụng trực tiếp với chất xác định khi thực hiện thao tác chuẩn độ C + X ⇄ sản phẩm Tại điểm tương đương: (CNV)X = (CNV)C + Kỹ thuật chuẩn độ ngược: khi chất chuẩn (C) không thể tác dụng trực tiếp với chất xác định (X) thì ta dùng chất một chất (Y) tác dụng với (X) để tạo ra sản phẩm (E) và cho (C) tác dụng với (E). X + Y ⇄ E E + C ⇄ sản phẩm Tại điểm tương đương: (CNV)X = (CNV)Y - (CNV)C + Kỹ thuật chuẩn độ thế: khi chất chuẩn (C) không thể tác dụng trực tiếp với chất xác định (X) và không tác dụng với sản phẩm (E) của (X) và (Y) nhưng lại tác dụng trực tiếp được với (Y). X + Y ⇄ E C + Y ⇄ sản phẩm Tại điểm tương đương: (CNV)X = (CNV)C Các phương pháp chuẩn độ: + Phương pháp chuẩn độ acid – base: Một thể tích chính xác chất xác định là các acid hoặc base được chuẩn độ trực tiếp hoặc gián tiếp bằng dung dịch chuẩn là base hay acid với chỉ thị màu acid - base. Điểm cuối chuẩn độ được xác định khi có sự chuyển màu của chất chỉ thị. Dựa vào thể tích điểm cuối và định luật đương lượng để tính kết quả. Phản ứng tổng quát: H+ + OH- ⇄ H2O + Phương pháp chuẩn độ tạo phức (phương pháp chuẩn độ Complexon): Phương pháp chuẩn độ Complexon là phương pháp chuẩn độ tạo phức sử dụng thuốc thử có tên là Complexon (Complexon là tên chung để chỉ các aicd aminopolycarbonxylic trong đó Ethylenediaminetetraacetic acid được sử dụng rộng rãi nhất. Ký hiệu EDTA) (C) để chuẩn độ các ion kim loại (M), theo cân bằng tạo thành phức MC. Phản ứng tổng quát: M + C ⇄ MC (phức tan) + Phương pháp chuẩn độ tạo tủa: Phương pháp chuẩn độ kết tủa dựa trên phản ứng tạo kết tủa: X + R ⇄ RXâ + Phương pháp chuẩn độ oxy hóa khử: Phản ứng chuẩn độ dựa trên oxi hóa - khử, trong đó nếu chất X ở dạng khử thì thuốc thử R ở dạng oxi hóa và ngược lại. Phản ứng chuẩn độ có dạng tổng quát: NRXkh + nXROx ⇄ nRXOx + nXRkh Dụng cụ: + Burret Hình 2: Burret + Bình định mức Hình 3: Bình định mức + Pipet Hình 4: Pipet + Dụng cụ chuẩn độ đầy đủ Hình 5: Dụng cụ chuẩn độ 1.2. Acid – Base 1.2.1. Theo thuyết Bronsted Acid là những tiểu phân (cation, anion, phân tữ trung hòa) có khả năng cho proton CH3COOH + H2O ↔ CH3OO- + H3O+ Base là những tiểu phân (cation, anion, phân tữ trung hòa) có khả năng nhận proton NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- Khi cho proton, acid tao thành base liên hợp của nó. Ngược lại, base tạo thành acid liên hợp của nó 1.2.2. Theo Lewis Acid là chất có khả năng nhận cặp e- tạo ra liên kết cộng hóa trị. Base là chất có khả năng cho cặp e- tạo ra liên kết cộng hóa trị. 1.2.3. Acid mạnh/yếu Các acid mạnh có Ka lớn ( có thể đạt tới vô cực, gần như điện li hoàn toàn ): HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO3, Các acid yếu có Ka nhỏ ( chỉ điện li một phần ): H3PO4, H2CO3, CH3COOH, C6H5COOH, 1.2.4. Base mạnh/yếu Base mạnh có Kb lớn: NaOH, Ba(OH)2, KOH, LiOH, Base yếu có Kb nhỏ: Fe(OH)2, Mg(OH)2, Cu(OH)2, 1.2.5. Hằng số acid – base Hằng số acid-base ( Ka – Kb ). Dựa vào Ka, Kb, người ta có thể đánh giá độ mạnh của acid hay base. Ka càng lớn, độ acid càng mạnh, base liên hợp với nó càng yếu và ngược lại. Khi Ka và Kb nhỏ, có thể biểu diễn các đại lượng này theo logarit thập phân pKa = -logKa pKb = -logKb 1.3. pH Với những giá trị [H+] hay [H3O+] quá bé, để tiện cho việc biểu thị tính acid của một dung dịch, người ta thay bằng giá trị âm thập phân logarit thập phân của giá trị [H+] hay [H3O+], đại lượng này còn gọi là chỉ số nồng độ ion hydro, kí hiệu pH pH = -log[H+] pOH = -log[OH-] Khi giảm [H+], giá trị của pH tăng lên, khi tăng [OH-] giá trị pOH giảm xuống Trong môi trường trung hòa pH = pOH = 7 Trong môi trường acid pH < pOH; pH < 7 Trong môi trường base pOH 7 Hình 6: Thang pH Phần 2: Nội Dung Tiểu Luận 2.1. Thuốc thử chuẩn độ acid – base Trong phương pháp chuẩn độ acid - base, các acid hoặc base mạnh luôn luôn được dùng làm thuốc thử chuẩn bởi vì phản ứng với sự tham gia của chúng xảy ra hoàn toàn hơn so với phản ứng với sự tham gia của acid hoặc base yếu. Cũng như trong phép chuẩn độ kết tủa, phản ứng xảy ra càng hoàn toàn, hàm số π biến đổi càng lớn và càng dễ xác định điểm cuối 2.2. Chất chỉ thị để chuẩn độ acid – base Nhiều hợp chất tổng hợp cũng như tự nhiên có màu khác nhau tùy thuộc vào pH của dung dịch. Một số trong các chất đó từ lâu đã được sử dụng để chỉ rõ tính kiềm hoặc tính axit của nước. Chúng cũng quan trọng cả đối với những nhà hóa học hiện đại trong việc dùng chúng để xác định pH của dung dịch và để phát hiện điểm cuối trong chuẩn độ acid – base 2.3. Khái niệm về chất chỉ thị Những chỉ thị acid – base là những hợp chất hữu cơ biểu lộ tính acid yếu hoặc base yếu. Phản ứng phân li hoặc liên hợp của chất chỉ thị kèm theo sự chuyển vị cấu tạo bên trong dẫn tới sự biến đổi màu. Chúng ta đưa ra phản ứng điển hình của chỉ thị acid – base dưới dạng sau: H2O + HIn ↔ H3O+ + In- (màu acid) (màu kiềm) Hoặc In- + H2O ↔ InH + OH- (màu kiềm) (màu acid) Trong các dung dịch axit mạnh, chỉ thị ở dạng HIn là dạng chiếm ưu thế, tương ứng với "màu acid" và In- sẽ là "màu kiềm" của nó. Trong các dung dịch kiềm, các hạt In sẽ chiếm ưu thế tương ứng với "màu kiềm" của chất chỉ thị đó. Khi cân bằng, những quá trình đó được đặc trưng bằng những hằng số Ka= H3O+[In-][HIn] và Kb= InH[OH-][In-] Có thể biến đổi phương trình đó như sau [In-][HIn]= KaH3O+ và [InH][In-]= Kb[OH-]=Kb[H3O+]KH2O Khi pH biến đổi, dung dịch chứa chất chỉ thị biến đổi liên tục thành phần phần trăm dạng màu của mình. Nhưng mắt người rất không nhạy với những biến đổi đó. Thường một dạng phải hơn từ 5 đến 10 lần dạng kia thì người quan sát mới nhận biết được màu của nó; tiếp tục tăng lượng dư của dạng đó sẽ khó nhận biết. Sự biến đổi màu của chỉ thị chỉ được nhận biết trong vùng mà ở đó một dạng hơn dạng kia 5 – 10 lần. Như vậy "s ự biến đổi màu" quan sát được phản ánh sự chuyển dịch cân bằng của chỉ thị . Xét HIn làm ví dụ, có thể nói rằng, chỉ thị thể hiện màu axit hoàn toàn của mình để được người quan sát nhận biết khi [In-][HIn-] ≤ 110 và màu hoàn toàn kiềm khi [In-]HIn ≥ 101 Bên trong khoảng được xác định bằng những đại lượng đó, màu là màu hỗn hợp của chỉ thị. Nhưng giới hạn bằng số đã nêu tất nhiên phản ánh tính chất trung bình của chỉ thị. Một số chất chỉ thị biến đổi màu trong khoảng hẹp hơn đối với nồng độ dạng acid và dạng kiềm, một số khác lại biến đổi trong khoảng rộng hơn. Hơn nữa, khả năng của người quan sát phân biệt màu cũng không đồng nhất. Những người mù màu không phân biệt được một số sắc thái màu. Nếu thay hai tỷ số nồng độ đó vào phương trình hằng số phân li của chỉ thị thì có thể tính khoảng nồng độ ion hidro cần thiết để chuyể màu chỉ thị. Đối với màu hoàn toàn acid: [H3O+][In-][HIn]= H3O+ ×110= Ka → [H3O+]=10.Ka Và một cách tương tự với màu hoàn toàn kiềm: [H3O+] ×101=Ka → [H3O+]= Ka10 Để thu được khoảng chuyển màumau2a chỉ thị chúng ta tìm logarit âm của cả 2 phương trình. Khoảng pH chuyển màu của chỉ thị: từ log10Ka đến-logKa10=từ-1+pKa đến--1+pKa=pKa ±1 Như vậy, sự chuyển màu của chỉ thị với hằng số phân li acid 1.10-5 được quan sát thấy khi pH của dung dịch biến đổi từ 4 đến 6. Dễ dàng rút ra những hệ thức tương tự với chỉ thị loại kiềm. 2.4. Những loại chỉ thị acid – base Danh sách những hợp chất có tính chất chỉ thị acid - base là danh sách những chất hữu cơ. Thường có thể tìm chỉ thị có màu biến đổi trong khoảng pH cần thiết bất kỳ Tên Khoảng biến đổi pH Sự biến đổi màu Loại chỉ thị Dạng acid Dạng kiềm Timol chàm 1,2 - 2,8 Đỏ Vàng 1 8,0 - 9,6 Vàng Xanh Metyl vàng 2,9 - 9,6 Đỏ Vàng 2 Metyl da cam 3,1 - 4,4 Đỏ Vàng 2 Bromcresol lục 3,8 - 5,4 Vàng Xanh biển 1 Metyl đỏ 4,2 - 6,3 Đỏ Vàng 2 Clophenol đỏ 4,8 - 6,4 Vàng Đỏ 1 Bromtymol xanh 6,0 - 8,0 Vàng Xanh biển 1 Phenol đỏ 6,4 - 8,0 Vàng Đỏ 1 Crezol đỏ 7,4 - 9,0 Vàng Đỏ gạch 1 1,2 - 2,8 Đỏ Vàng Phenolphtalein 8,0 - 9,6 Không màu Đỏ 1 Tymolphtalein 9,3 - 10,5 Không màu Xanh biển 1 Alizarin 10,1 - 12,0 Không màu Tím 2 Bảng 1: Các chất chỉ thị Chỉ thị acid: HIn + H2O ↔ H3O+ + In- Chỉ thị kiềm: In- + H2O ↔ InH + OH- Phần lớn những chất chỉ thị acid - base có cấu trúc đặc trưng chia thành 6 loại. Trong đó có 3 loại được sử dụng phổ biến: Những chỉ thị phtalein: Phần lớn những chỉ thị phtalein không màu trong dung dịch acid và có màu trong môi trường kiềm. Trong môi trường kiềm mạnh màu của chúng bị mất chậm. Những chỉ thị sulfophtalein: Đặc trưng của nhiều chỉ thị sulfophtalein là có hai khoảng chuyển màu; một khoảng được quan sát thấy trong dung dịch khá acid, một khoảng khác trong môi trường trung tính hoặc kiềm vừa phải. Khác với các chất màu phtalein, các chỉ thị loại này có dạng kiềm màu đỏ rất bền trong môi trường kiềm mạnh. Những chỉ thị azo: Khi tăng độ kiềm của môi trường màu của phần lớn các chỉ thị azo biến đổi từ màu đỏ sang vàng; điểm chuyển màu của chỉ thị chuyển dịch một chút về vùng acid. Metyl da cam và metyl đỏ là những đại diện phổ biến nhất của loại chỉ thị đó. 2.5. Nguyên tắc chọn chỉ thị trong chuẩn độ acid - base Để sai số chỉ thị không vượt quá sai số cho phép ta phãi chọn chất chỉ thị theo nguyên tắc sau: + CHỉ thị có khoảng đổi màu nằm trong bước nhảy pH + Chỉ thị có pT càng gần pHtđ càng tốt. Thông thường pT ≈ pKct Ví dụ: Chuẩn độ dung dịch HCl 0,1M bằng dung dịch NaOH 0,1M có bước nhảy pH từ 4 ÷ 10 thì ta dùng các chất sau làm chỉ thị: metyl đỏ (4,4 ÷ 6,2), phenolphtalein (8 ÷ 10) 2.6. Sai số chuẩn độ acid - base Cần phân biệt hai loại sai số chuẩn độ. Sai số hệ thống do pH chuyển màu của chỉ thị khác với pH ở điểm tương đương của phản ứng hóa học dùng để chuẩn độ là sai số loại thứ nhất. Có thể giảm sai số đó đến cực tiểu bằng cách lựa chọn cẩn thận chỉ thị. Thí nghiệm trắng sẽ cho bổ chính tương ứng. Sai số ngẫu nhiên do khả năng của người quan sát phân biệt một cách lặp lại thời điểm chuyển màu bị hạn chế là loại sai số thứ hai. Giá trị của sai số đó phụ thuộc vào sự biến đổi pH trên một mililit thuốc thử ở điểm tương đương, nồng độ chỉ thị và phương pháp nhà phân tích dùng để phân biệt hai màu của chỉ thị. Khi quan sát bằng mắt với chỉ thị acid - base sai số trung bình khoảng ± 0,5 đơ n vị pH. So sánh màu của dung dịch bị chuẩn chứa lượng chỉ thị "đối chứng" ở giá trị pH tương ứng thường cho phép hạ thấp sai số đến ± 0,1 đơn vị pH hoặc nhỏ hơn. Rõ ràng, đó là những giá trị gần đúng và ở mức độ đáng kể chúng phụ thuộc vào bản chất của chỉ thị cũng như vào trình độ của người thực hiện 2.7. Dung dịch đệm Dung dịch đêm pH là dung dịch rất ít thay đổi khi ta them vao một lượng nhỏ acid hay base mạnh Dung dịch đệm thường là dung dịch đồng thời chứa acid yếu và base lien hợp của nó hoặc ngược lại. Có 2 loại dung dịch đệm: + Dung dịch đệm axit là hệ dung dịch đệm được hình thành bằng cách trộn lẫn một axit yếu với muối của nó với một bazơ mạnh. + Dung dịch đệm bazơ là dung dịch đệm được hình thành bằng cách trộn lẫn một bazơ yếu với muối của nó với một axit mạnh. Dung dịch đệm tạo thành bởi 2 chất lưỡng tính axit-bazơ. 2.8. pH của dung dịch đệm pH của dung dịch đệm acid hay dung dịch đệm base chỉ phụ thuộc vào hằng số cân bằng của acid/base yếu và tỉ số giữa nồng độ đầu của muối và nồng độ đầu của các acid/base. Do đó, khi ta pha loãng đệm vào dung dịch acid/base thì pH của nó sẽ thay đổi rất ít hoặc không thay đổi. Xét dung dịch đệm chứa acid yếu HA có nồng độ Ca và base liên hợp A- (dưới dạng muối MA) có nồng độ Cb có cân bằng như sau: HA ⇄ H+ + A-; Ka= H+[A-][HA]=>HA= H+[A-]Ka MA ⇄ M+ + A-; A- = H2O ⇄ HA + OH- Phương trình bảo toàn điện tích: [H+] + [M+] = [OH-] + [A-] Với [M+] = Cb => [H+] + Cb = [OH-] + [A-] => [A-] = Cb + [H+] + [OH-] Phương trình bảo toàn khối lượng: [HA] = [A-] = Ca + Cb => [HA] = Ca + Cb - [A-] => [HA] = Ca + Cb - Cb - [H+] + [OH-] => [HA] = Ca - [H+] + [OH-] => H+[A-]Ka= Ca-(H+-OH-) => H+= KaCa-(H+-OH-)Cb+ (H+-OH-) (*) Nếu dung dịch có tính acid, [H+] >> [OH-], có thể bỏ qua [OH-] (*) => H+= KaCa-H+Cb+ H+ Nếu dung dịch có tính base, [OH-] >> [H+], có thể bỏ qua [H+] (*) => H+= KaCa+ OH-Cb - OH- Nếu Ca, Cb khá lớn so với [H+] và [OH-], ta có: (*) => H+= KaCaCb => pH = pKa - lgCaCb 2.9. Đệm năng của dung dịch đệm Đệm năng của một dung dịch đệm pH là khả năng chống lại sự thay đổi pH của dung dịch khi thêm vào dung dịch đó một ít acid hay base mạnh. Hay nói cách khác, đệm năng của một dung dịch đệm pH biểu diễn số mol của một base mạnh hay aicd mạnh cần thêm vào 1l dung dịch đó để pH tăng hay giảm 1 đơn vị pH. Nếu gọi ∆pH là độ biến thiên của pH do thêm một đại lượng ∆Ca của acid mạnh hay ∆Cb của base mạnh, đệm năng thường được kí hiệu π và được tính theo công thức sau: π= ∆Cb∆pH= -∆Ca∆pH Với ∆Ca, ∆Cb và ∆pH khá nhỏ, ta có π= dCbdpH= -dCadpH 2.10. Chuẩn độ acid mạnh - base mạnh Chuẩn độ Base mạnh bằng acid mạnh Acid mạnh bằng base mạnh Bài toán Chất cần chuẩn XOH: C0 (M), V0 (ml) Chất chuẩn HY: C (M), V (ml) Chất cần chuẩn HY: C0 (M), V0 (ml) Chất chuẩn XOH: C (M), V (ml) Phương trình chuẩn độ H+ + OH- à H2O TP tại điểm tương đương H2O pH tương đương 7 Cân bằng H2O ↔ H+ + OH- F F= C.VC0.V0= C[C0+h-Kwh]C0[C-h-Kwh] F= C.VC0.V0= C[C0-h-Kwh]C0[C+h-Kwh] Sai số S%=h-Kwh.C0+CC0.C S%=-h-Kwh.C0+CC0.C Bảng 2: So sánh chuẩn độ acid mạnh bằng base mạnh và ngược lại 2.10.1. Chuẩn độ acid mạnh bằng base mạnh Tổng quát: Chuẩn độ HA (C0, V0) bằng BOH (C, V) Lượng base thêm vào = lượng acid phản ứng F= CVC0V0 (F là tỉ số mol) Với mỗi giá trị V có một giá trị của F tương ứng. + F = 0: chưa thêm BOH + F = 1: HA hết, điểm tương đương + F < 1: Trước điểm tương đương + F > 1: Sau điểm tương đương Tại điểm tương đương: [H+] = [OH-] C0V0V0+V= CVV0+V=>H+- C0V0V0+V=OH-- CVV0+V => C0V0-CVV0+V=OH--[H+] Nhân ai vế với V0+VC0V0 => CV- C0V0C0V0=OH--H+V0+VC0V0 ↔F-1=OH--H+V0+VC0V0 Ta có phương trình chuẩn độ: OH-=KH2O[H+] →F-1=(KH2O[H+]- [H+])V0+VC0V0 Biện luận: + Khi F = 0, trong dung dịch chỉ có acid mạnh (chưa thêm BOH) pH = -lgC0 + Khi F < 1, trong dung dịch [H+] khá lớn so với [OH-] có thể bỏ qua [OH-] do đó: F-1=-[H+] V0+VC0V0 + Sát điểm tương đương: trong dịch còn lại hàm lượng [H+] rất ít, không thể bỏ qua [OH-], phương trình chuẩn độ giữ nguyên + Tại điểm tương đương: F = 1 → [H+] = [OH-] + Sau điểm tương đương, trong dung dịch có [OH-], lượng [H+] không đáng kể: F-1=[OH-] V0+VC0V0 Chú ý: Tại điểm tương đương và điểm sát tương đương C0V0 = CV VV0=C0C=V+V0V0=C0+CC F-1=OH--H+C0+CCC0 Ví dụ: Chuẩn độ 100ml HCl 0,1N bằng dung dịch NaOH 0,1N Table 1 VNaOH thêm vào (ml) F Thời điểm pH 0 0 Trước điểm tương đương 1 50 0,5 1,48 90 0,9 2,28 99 0,99 3,3 99,9 0,999 4,3 99,99 0,9999 Sát điểm tương đương 6,89 100 1 Điểm tương đương 7 100,01 1,0001 Sát điểm tương đương 7,11 100,1 1,001 Sau điểm tương đương 9,7 101 1,01 10,7 111 1,11 11,7 Bảng 3: Kết quả chuẩn độ Hình 7: Đường cong chuẩn độ Nhận xét: + Khi thêm NaOH vào, từ giá trị từ 0 đến 99,99 ml, pH của