Upload
dangquang250494
View
37
Download
9
Embed Size (px)
DESCRIPTION
phuong phap
Citation preview
1
PHƯƠNG PHÁP KẾT TỦA
Antoine Lavoisier
(1743 – 1794)
ĐL bảo toàn khối lượng
2
MỤC TIÊU
1. Giải thich được biêu thưc tính tich sô tan, đô tan và y
nghia cua no trong phân tich.
2. Trinh bày được cac yêu tố ảnh hương đên đô tan cua
chât điên ly it tan và tinh được đô tan cua chât đo trong
cac điêu kiên cu thê.
3. Trinh bày được hiên tượng hâp phu khi chuân đô theo
phương phap bac.
4. Trinh bày được nguyên tăc, điêu kiên tiên hành và ưng
dung cua 3 phương phap: Mohr, Fajans, Volhard.
3
NỘI DUNG
1. LÝ THUYẾT VỀ SỰ KẾT TỦA
1.1. Tich số tan.
1.2. Đô tan – Cach tinh đô tan
1.3. Cac yêu tố ảnh hương đên đô tan
2. ĐỊNH LƯỢNG BẰNG PHƯƠNG PHÁP KẾT TỦA
2.1. Nguyên tăc chung
2.2. Phân loai
2.3. Yêu cầu đối với phản ưng trong phương phap kêt tua
2.4. Phương phap bac
4
1. LÝ THUYẾT KẾT TỦA
Phản ưng kêt tua là phản ưng
tao thành chât răn tư cac chât
tan trong dung dich. Trong qua
trinh phân tich đinh tinh, đinh
lượng ta thương phải sư dung
đên phản ưng kêt tua đê tach
riêng cac ion phân tich khoi
cac ion khac
5
1. LÝ THUYẾT KẾT TỦA
• Stoichiometry: stoicheion (meaning "element") and
metron (meaning "measure")
• Sự bảo toàn khối lượng là sự liên quan đinh lượng giữa
các thành phần trong phản ưng hóa học
• 2H2O = H3O+ + OH-
K[H20]2 = Kw = [H3O+][OH-] = 1,01 x 10-14 (25 oC)
[H3O+] = [OH-] =
710Kw
6
1. TÍCH SỐ TAN (T) (KSP = Solubility product constants)
Theo đinh luât bảo toàn khối lượng (stoichiometry) khi cân
băng được thiêt lâp, trong dung dich nước bao hoa
ABHoa tan
Kêt tua
A+ + B-
Tua Dung dich
AgClHoa tan
Kêt tua
Ag+ + Cl-
Tua Dung dich
AgCl
ClAgK AgCl
7
1.TÍCH SỐ TAN (T)
[Ag+] x [Cl- ] = KAgCl x [AgCl] = hăng số
= TAgCl
Vi du:
TAgCl = 1,8 x 10–10
TAgBr = 5,0 x 10–13
TAgI = 8,3 x 10–17
8
1.TÍCH SỐ TAN (T)
nmBA
nmmn TBA Hăng số
nmmn
BA BATnm
n
B
m
ABA mnnm
aaT
:a , n
B -m
m
Ana hoat đô cua ion An+, Bm-
Tổng quat với chât điên ly it tan AmBn (m, n: số ion trong phân tư)
AmBn mAn+ + nBm-
• Dung dich rât loang < 10-4 M:
• Tổng quat:
9
1. TÍCH SỐ TAN (T)
Ý NGHIÃ TRONG PHÂN TÍCH
KSP
(T)
10
1. TÍCH SỐ TAN (T)
Ý NGHIÃ TRONG PHÂN TÍCH KSP
(T)
11
1. TÍCH SỐ TAN (T)
Ý NGHIÃ TRONG PHÂN TÍCH
• TAmBn = [A]m x [B ]n
m, n: sô ion tương ứng tạo thành khi phân ly 1 phân tử.
• [A]m x [B ]n > TAmBn thì hợp chất it tan AmBn tách ra ở
dạng kết tủa (muôn có kết tủa).
• [A]m x [B ]n < TAmBn thì kết tủa AmBn bị hòa tan (muôn kết
tủa tan được).
12
2. ĐỘ TAN (S)
• S: đô tan tinh theo mol/l, g/l
• Đối với chât điên ly it tan dang AB (cùng hoa tri): AgCl, BaSO4
AB A+ + B-
Vd: Đô tan AgCrO4 trong nước (25 oC) = 0,0435 g/l , tính T AgCrO4
2.1 Đô tan trong nước nguyên chất
BAT
T]B[]A[S
AB
ABAB
13
2. ĐỘ TAN (S)
2.1 Đô tan trong nước nguyên chất
55 32
342
33
2242
4
108/3.2/ S 3,n 2,m :)(SOAl
4/.12
T S 1,n 2,m :SONa
1,n 1,m :CaSO
TT
T
TS
• Đối với chất điện ly ít tan dạng AmBn (không cùng hóa trị):
Ag2CrO4
AmBn mAn+ + nBm- nmnm
BA
nm
TS nm
14
Đôi với chất điện ly dạng AB, phương trình Debye-Huckel
2.2 Đô tan chất điện ly trong nước khi kể tới hệ sô hoạt đô f
22 fSfBfAaaTBABAAB
2f
TS AB
ABTf
S1
2. ĐỘ TAN (S)
A
AZf
3,31
..51,0log
2
Hệ sô hoạt đô f phụ thuôc: A : đường kinh ion (nm)
• : lực ion của dung dịch;
• ZA : điện tich của ion A; ZB : điện tich của ion B
)].[].([5,0 22
BA ZBZA
15
2.2 Đô tan chất điện ly trong nước khi kể tới hệ sô hoạt đô f
2. ĐỘ TAN (S)
( f )
16
2.2 Đô tan chất điện ly trong nước khi kể tới hệ sô hoạt đô f
lglMS
Tff
TS AB
AB
/14,2/10.05,1
10.6,0).57,0/1(10.6,3)57,0/1(1
3
35
2
2. ĐỘ TAN (S)
Tinh đô tan cua SrCrO4 băng g/l ơ 25 0C
57,0,106,3 5
4 fTSrCrO
17
M(OH)2 (răn) M2+ + 2OH-
x mol x mol 2x mol
2H2O H3O+ + OH-
M2+ OH-2 = T (9.1)
H+ OH- = KW (9.2)
Nêu như hydroxyd đu tan, theo ĐL bảo toàn khối lượng:
2M2+ OH-
(9.1) M2+.(2[M2+)2 = T 4M2+3 = T
2.3 Đô tan của hydroxyd kim loại trong nước
2. ĐỘ TAN (S)
121212
nmBATS
32 4/][ TMS
18
Khi đô tan cua M(OH)2 qua thâp, đai lượng 2[M2+] trơ nên nho
hơn [H3O+] : H+ OH- = 1,00. 10
-7
(9.1) M2+ = T/OH-2
= T / (1,00 .10-14
) = S
2.3 Đô tan của hydroxyd kim loại trong nước
2. ĐỘ TAN (S)
19
Zn(OH)2(r) Zn2+(aq) + 2OH- (aq) T = 4,5.10-17
Zn(OH)2(r) Zn2+(aq) + 2OH- (aq)
x mol x M 2x M
[Zn2+].[OH-]2 = (x)(2x)2 = 4x3 = 4,5 .10-17
x3 = 11.10-18
x = 2,2.10-6 S = [Zn]2+ = 2,2.10-6 M/l
=2,2.10-4 g Zn(OH)2/L
2.3 Đô tan của hydroxyd kim loại trong nước
2. ĐỘ TAN (S)
Vi du 1: hydroxyd dễ tan
20
2.3 Đô tan của hydroxyd kim loại trong nước
2. ĐỘ TAN (S)
Fe(OH)3 (răn) Fe3+ + 3OH-
2H2O H3O+ +OH-
Fe3+ OH
-3= T = 2.10
-39
H3O
+ OH- = 1,0.10
-14
Gia thiêt
OH- 3Fe3+ = 3 x (9,27.10-11) = 3.10-10 (i.e. [H3O+] = 3,3.10-5 )
Trong dung dich phân ly đê trung hòa điên tích:
H3O+ = OH- = 1,0.10-7 18
37
393 10.2
)10.00,1(
10.2
FeS
Vi du 2: hydroxyd khó tan
21
3. CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN ĐỘ TAN
3.1 Ảnh hưởng của ion chung cùng tên:
Thêm ion cung tên gây ảnh hương lớn
đên đô tan cua chât điên ly it tan, và co
khả năng làm cho sự kết tủa tướng răn
hoàn toàn hơn, nghĩa là đô tan giảm.
(a): AgCH3COO kêt tua trong dd bảo hòa
(b): AgCH3COO kêt tua tăng lên khi thêm dd
AgNO3 1M vào
(a) (b)
22
- Tính SAgCl trong dung dịch NaCl 0,1M. Biết TAgCl = 1,7 x 10-10
lMS OH /103,1107,1 510
2
9
1
10
10
10.7,110
107,1
][][
107,1
du
ABNaCl
AgCl
Cl
TAgS
TClAg
lan. 7647107,1
103,19
5
3. CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN ĐỘ TAN
3.1 Ảnh hưởng của ion chung cùng tên:
Đô tan giảm 7647 lần,
kêt tua tăng
23
3.2. Ảnh hưởng của ion không cung tên (hiệu ứng muôi)
Đô tan của môt sô muôi it tan sẽ tăng khi có các muôi tan
khác không có ion chung với chúng do lực tương tác giưa
các ion tăng lên, hệ sô hoạt đô f giảm xuông dân đến S của
chất it tan tăng lên.
Đô tan của PbSO4 BaSO4, SrSO4 , CaSO4 tăng lên khi thêm KCl,
NaNO3 , KNO3 v.v… vào dung dịch
Vd 2: Tinh đô tan của CaSO4 trong nước và trong dung dịch
NaCl 0,1 M, biết TCaSO4 = 6,26 x 10-5
..5,0log 2
AZf 22 ].[].([5,0 BA ZBZA ABTf
S1
24
3.3 Ảnh hưởng của nồng đô ion hydro đến đô tan của hợp
chất ít tan
3.3.1. pH môi trường là acid
Trong môi trường acid, đô tan của chất it tan càng lớn nếu T
của nó càng lớn và [H+] càng lớn
TBaC2O4 = 1,7 x 10-7
TSrC2O4 = 5,6 x 10-8
TCaC2O4 = 3,8 x 10-9
Trong môi trường acid, BaC2O4 tan tôt hơn, SrC2O4 tan
kem hơn, CaC2O4 tan kem hơn cả.
25
3.3 Ảnh hưởng của nồng đô ion hydro đến đô tan của hợp
chất ít tan
3.3. 2. Đô tan của kết tủa khi anion là anion của acid yếu
AB A+ + B- (1)
KHBH+ + B- HB (2)
[A+] = [HB] + [B-] ][][][
BHB
B
TAB
HBK
BHHB
][][][
(2)
thêm acid manh vào dung dich này thi anion B- se liên kêt với H+
tao thành acid yêu HB
26
3.3 Ảnh hưởng của nồng đô ion hydro đến đô tan của hợp
chất ít tan
3.3. 2. Đô tan của kết tủa khi anion là anion của acid yếu
].[][)]].[[
(]]).[[]([]].[[
BBK
BHBBHBBAT
HB
AB
1][
/][
1][
/][
1][
.][][
.][
2
22
K
HTB
K
HTB
K
HB
K
KHBT
27
3.3 Ảnh hưởng của nồng đô ion hydro đến đô tan của hợp
chất ít tan
3.3. 2. Đô tan của kết tủa khi anion là anion của acid yếu
1][
.
1][
.
1][
]/[.][
K
HTS
K
H
T
T
K
H
T
TBTAS
28
3.3 Ảnh hưởng của nồng đô ion hydro đến đô tan của hợp
chất ít tan
3.3. 2. Đô tan của kết tủa khi anion là anion của acid yếu
Đô tan của muôi acid yếu it tan (trong đó kể cả hydroxit và
muôi base ) trong dung dịch nước acid mạnh sẽ tăng lên so
với đô tan của nó trong nước tinh khiết
1][
][ HB
ABAB
ABK
HT
B
TAS
29
3.3 Ảnh hưởng của nồng đô ion hydro đến đô tan của hợp
chất ít tan
3.3. 2. Đô tan của kết tủa khi anion là anion của acid yếu
T CaC2O4 = 1,8 x 10-9 S CaC2O4 = (1,8 x 10-9)1/2 = 4,25.10-5
H2C2O4 HC2O4- + H+ (K1 = 6,5 x 10-2)
HC2O
4
- C2O
4
-2+ H
+(K
2= 6 x 10-5)
pH = 4 [H+] = 10
-4
M/l106,84.2,66101,8S
1K
][HT. s
2,6610,0021,661106,5106
10
106
101
KK
][H
K
H1
K
][H
59OCaC
HB
25
8
5
4
12
2
2HB
42
(tăng không đáng kể)
30
3.3 Ảnh hưởng của nồng đô ion hydro đến đô tan của hợp
chất ít tan
3.3. 2. Đô tan của kết tủa khi anion là anion của acid yếu
S CaC2O4 = (1,8 x 10-9)1/2 = 4,25.10-5
pH = 1 [H+] = 0,1
M/l102,7104,1101,8S
104,11102,5101,61106,5106
(0,1)
106
0,11
K
][H
339
333
25
2
5HB
laàn 63
104,25
102,7
5
3
So với đô tan trong nước nguyên chât, đô tan tăng
31
3.4 Ảnh hưởng của sự tạo phức
3.4.1. Chất tạo phức có ion không cùng tên
Đô tan của tủa có thể thay đôi khi có măt các chất tạo thành
phức với anion hay cation của tủa, biết hăng sô bên của
phức có thể tinh được đô tan của tủa khi có tác nhân tạo
phức.
Tinh đô tan cua AgBr trong dung dich NH3 0,1M (T = 5,2 . 10-13)
AgBr(răn) Ag+ + Br-
Ag+ + NH3 AgNH3 + K1 = 2.103
AgNH3+ + NH3 Ag(NH3)2
+ K2 = 6,9.103
NH3 + H2O NH4+ + OH- K3 = 1,76.10-5
32
3.4 Ảnh hưởng của sự tạo phức
Tinh đô tan cua AgBr trong dung dich NH3 0,1M (T = 5,2 . 10-13)
SAgBr (chưa cho NH3) = [Ag+]= Br - = (5,2. 10-13)1/2
SAgBr (cho NH3) = Ag + + AgNH3+ + Ag(NH3)2
+
Theo ĐL bảo toàn KL:
Br- = Ag + + AgNH3+ + Ag(NH3)2
+
NH3 = AgNH3+ + Ag(NH3)2
+ + NH4+
môi môt ion NH4+ se tao môt ion OH- : [OH- NH4
+
NH4+ + Ag + + AgNH3
+ + Ag(NH3)2+ = Br - + OH -
Do K3 rât nho nên: NH4+, [OH-, Ag + và AgNH3
+ rât nho
33
3.4 Ảnh hưởng của sự tạo phức
Tinh đô tan cua AgBr trong dung dich NH3 0,1M (T = 5,2 . 10-13)
Tư K2: NH3 0,10 - 2Ag(NH3)2+
NH3 = 0,10 - 2Br -
212
3
23 KKNHAg
NHAg 76
210.38,110.9,6.2
])[21,0(
][
Br
Br
][Ag
6
2
2
7
2
10.2,721,0
10.38,121,0
Br
Br
Br
Br
Br/10.5,2 13
Br- Ag(NH3)2+
34
3.4 Ảnh hưởng của sự tạo phức
Tinh đô tan cua AgBr trong dung dich NH3 0,1M (T = 5,2 . 10-13)
Br -2 + 2,88. 10-6Br -2 - (7,2 .10-8) = 0
Br -2 = 7,2.10-8
Br - = (7,2.10-8 )1/2 = 2,7.10-4 = [Ag+]
So với đô tan trong nước nguyên chât, đô tan AgBr tăng 375 lần
(2,7.10-4 / (5,2. 10-13)1/2 = 375)
35
3.4 Ảnh hưởng của sự tạo phức
3.4.2. Chât tao phưc là ion cùng tên, đô tan cua tua tăng• AgCl tao phưc với ion clorid AgCl2
-, AgCl32- và AgCl4
3-
• Nồng đô cac ion cùng tên tăng làm tăng đô tan cua tua
• Cac hydroxyd lương tinh như Al(OH)3 và Zn(OH)2 , cac hydroxyd
này tan trong lượng thưa ion OH-
1. Đương cong tinh theo T
2. Đương cong thực nghiêm
Log[Cl-]
• Cl- < 10-3 M đô tan tim thây
qua thực nghiêm # tinh toan
theo TAgCl
• Khi KCl ~ 0,3M, đô tan cua
AgCl giống như ơ trong nước
nguyên chât, nêu trong dung
dich 1M, đô tan AgCl gần như
gâp 8 lần
36
3.4 Ảnh hưởng của nhiệt đô đến đô tan
Đối với chât thu nhiêt khi hoa tan, nhiêt đô tăng thi đô tan tăng
Vd.: Đô tan AgCl ơ 100 oC lớn gâp 25 lần đô tan cua no ơ 10 oC
Đối với chât toa nhiêt khi hoa tan, nhiêt đô tăng thi đô tan giảm
Vd.: CaSO4.2H2O co đô tan ơ 600C lớn gâp 3 lần đô tan ơ 1000C
37
4. ƯNG DUNG TRONG PHÂN TÍCH
4.1. Hoa tan kêt tua: AmB
n mA + nB
Cần giảm nồng đô cua A hoăc B hoăc cả hai ion đê cân băng
chuyên dich sang phải :
+ Dùng phản ưng tao chât it phân ly hoăc chât bay hơi.
+ Nêu kêt tua co T qua nho co thê dùng phản ưng oxy hoa
khư đê làm giảm nhiêu nhât nồng đô ion A hoăc B.
+ Chuyên dang tua kho tan thành tua dễ tan (chuyên tua
CaSO4 thành CaCO3)
38
4. ƯNG DUNG TRONG PHÂN TÍCH
4.2. Kêt tua hoàn toàn: mA + nB AmB
n
Cần giảm đô tan cua kêt tua :
+ Cho thuốc thư dư đê làm giảm đô tan (giảm đô tan khi co
ion chung cùng tên; lưu y co sự tao phưc với ion cùng tên
không ?)
+ Chọn pH thich hợp.
+ Tranh cac phản ưng phu cua ion kêt tua trong dung dich
(phản ưng tao phưc, phản ưng oxy hoa….).
39
4. ƯNG DUNG TRONG PHÂN TÍCH
4.3. Kêt tua phân đoan:
Dung dich co nhiêu chât (nồng đô gần băng nhau) cùng tao
kêt tua với môt thuốc thư. Chât nào co T nho se kêt tua
trước, chât co T lớn hơn se kêt tua sau. Đo là hiên tượng kêt
tua phân đoan (cạnh tranh tạo tủa).
Vi du: tach ion I- khoi hôn hợp co ion Cl- và I-
40
5. ĐINH LƯƠNG BĂNG PHƯƠNG PHÁP KẾT TỦA
Cho phep đinh lượng cac anion như Cl- , Br-, CN-, SCN- , SO42-,
CrO42- , PO4
3- v.v… và ngược lai đinh lượng cac cation tao thành
tua với cac anion trên
Chu yêu dùng phương phap Ag đê xac đinh ion halogenid và
Ag+, không con dùng phương phap Hg+ và Hg2+
41
5. ĐINH LƯƠNG BĂNG PHƯƠNG PHÁP KẾT TỦA
5.1. Anh hương cua nồng đô dung dich thư và dung dich chuân
pCl 1 4,885 8,77 pAg
2 4,885 7,77
3 4,885 6,77
ml Ag+
90 100 110
TAgCl =1,7.10-10
SAgCl =1,3.10-5
[Cl-] =1,3.10-5
pCl = 4,885
Chuân đô 100ml dung dich NaCl băng dd AgNO3 (không kê pha loang)
42
5. ĐINH LƯƠNG BĂNG PHƯƠNG PHÁP KẾT TỦA
5.1. Anh hương cua nồng đô dung dich thư và dung dich chuân
Chuân đô 100ml dung dich NaCl băng dd AgNO3 (không kê pha loang)
V ml % [Cl]/[Ag+]pCl
1 N 0,1 N 0,01 N
90 10 1 2 3
99 1 2 3 4
99,9 0,1 3 4 4,73
Tai điêm tương đương
100 0 4,885 4,885 4,885
Sau điêm tương đương
100,1 0,1 6,77 5,77 5,04
Bước nhảy:
• 1 N: 3 - 6,77
• 0,1 N: 4 - 5,77
• 0,01 N: 4,73 - 5,04
43
5. ĐINH LƯƠNG BĂNG PHƯƠNG PHÁP KẾT TỦA
5.2. Anh hương cua đô tan chât kêt tua
NaCl
NaBr
NaI
ml Ag+]
pCl = 4,885
(4 - 5,77)
pBr = 6,211
(4 - 8,42)
pI = 8,035
(4 - 12,07)
Chuân đô 100ml dung dich NaHal băng dd AgNO3 (cùng nồng đô)
44
5. ĐINH LƯƠNG BĂNG PHƯƠNG PHÁP KẾT TỦA
5.3. Hiên tượng hâp phu
• Keo (colloid): là những tiêu phân co kich thước khoảng 10-7 -
10-4 cm, năm trung gian giữa kich thước cua ion và kêt tua.
Dung dich keo là trang thai trung gian giữa dung dich thât và hôn
dich.
AgI I-
I-
I-
I-
I-
I-
I-
I-
I-I
-
45
5. ĐINH LƯƠNG BĂNG PHƯƠNG PHÁP KẾT TỦA
5.3. Hiên tượng hâp phu
• Sự đông tu keo: kêt hợp cac hat keo thành cac hat lớn hơn do
nhiêt đô, tac dung cua anh sang, dong điên cao tần, siêu âm, lăc,
trôn.
• Sự pepti hoa: kêt tua chuyên thành keo
• Dung dich keo cua AgX: tua AgX se hâp phu ưu tiên cac ion dư
cua thuốc thư tao ra lớp ion hâp phu mang điên tich (điên tich âm
trong trương hợp dư Cl-, hoăc mang điên tich dương trong trương
hợp dư ion Ag+). Do đo kêt tua AgX co thê xảy ra công kêt với cac
hagenid, SCN- và cac ion khac.
46
5. ĐINH LƯƠNG BĂNG PHƯƠNG PHÁP KẾT TỦA
5.4. Xac đinh điêm kêt thuc trong PHƯƠNG PHÁP BAC
• Chât chi thi được dùng trong phương phap bac cần không đổi
màu cho đên khi toàn bô ion thư chuyên thành kêt tua.
• Chât chi thi tao với ion thư môt kêt tua mang màu, co đô tan
lớn hơn đô tan chât kêt tua chinh
47
Phương pháp MOHR
AgNO3
NaCl
K2CrO4
Ag+
+ Cl-
AgCl
2Ag+
+ CrO4
- Ag
2CrO
4
Tua đo gach Ag2CrO4 co đô tan lớn hơn AgCl
SAg2CrO4 = 7,9. 10 –5 M
SAgCl = 1,3. 10 –5 M
Điêu kiên:
• Sai số chuân đô 0,1%: [CrO42- ] = 0,35 – 1,1.10-4M
• Thực tê: [CrO42- ] = 0,01 – 0,005 M
• pH 6,5–10
• pH < 6: CrO42- Cr2O7
2- tao với Ag+ kêt tua đo tan
trong acid),
• pH > 10: tao tua Ag2O và Ag(OH)
48
AgNO3
NaCl
K2CrO4
Ag+
+ Cl-
AgCl
2Ag+
+ CrO4
- Ag
2CrO
4
• Chi được dung để xác định các Cl- và
Br- không được dung để xác định I- và
SCN- vì hiện tượng hấp phụ và tạo thành
các hệ keo.
• Không thể chuân đô dung dịch có màu
vì che màu của tủa Ag2CrO4
Phương pháp MOHR
49
PHƯƠNG PHÁP FAJANS
• Dựa trên tinh chât: kêt tua hâp phu vào môt số chât
màu và làm cho cac chât màu này thay đổi màu.
• Phương phap ĐL trực tiêp, co thê đinh lượng Cl-, Br-
, hay I- băng dung dich AgNO3 và dùng chât màu
eosin hoăc fluorescein làm chi thi
AgNO3
KI
eosinat
O
COOH
HO OO
COOH
O O
Br Br
Br Br
• Không làm đổi màu dd mà chi đổi màu trên bê măt
tủa keo mang điện tích dương
Eosin fluorescein
50
PHƯƠNG PHÁP
FAJANS
AgNO3
KI
eosinatAgI I
-
I-
I-
I-
I-
I-
I-
I-
I-I
-
Trước ĐTĐ:
HE H+ + E-
mAgI + nI- [AgI]m nI-
KHÔNG HẤP PHỤ E-
Sau ĐTĐ:
kêt tua AgI hâp phu cac ion
Ag+ dư hâp phu manh cac
anion E- mang màu
51
PHƯƠNG PHÁP FAJANS
AgNO3
KI
eosinat
• Anion điên tich 1 hâp phu trên bê măt AgX cản
trơ nhau theo thư tự thay thê:
I- > CN- > SCN- >Br - > anion Eosinat > Cl- >
anion diclofluoresceinat > CH3COO- > anion
fluoresceinat >NO3 - , ClO4
-
• Ở pH 7 anion se là chi thi nêu như no đưng ơ
bên phải cua ion thư trong day này
52
PHƯƠNG PHÁP Charpentier- Volhard (Fonha)
• Chuần đô ngược (thưa trư)
• chi thi phen săt amoni
Fe2(SO4)3.(NH4)2SO4.24H2O
• Đinh lượng Br - , I-
• Dùng môt lượng dư dung dich chuân đô
AgNO3 ơ môi trương HNO3 đê kêt tua hoàn
toàn AgX. Đinh lượng Ag+ (dư) băng dung dich
chuân đô NH4SCN
NH4SCN
Br - , I- / HNO3
AgNO3 (dư)
Fe3+
Ag+ + Br - AgBr
Ag+ (dư) + SCN- AgSCN
3(SCN)- + Fe3+ Fe(SCN)3
53
PHƯƠNG PHÁP Charpentier- Volhard
NH4SCN
Br - , I-
AgNO3 (dư)
Fe3+
• Đê màu xuât hiên ơ đung ĐTĐ và sai số
chuân đô không qua 0,1% : [Fe 3+] = 0,27 M.
• Thực tê: [Fe3+] > 0,2 M vì màu vàng cua no
làm ta kho nhân sự đổi màu cua dung dich
chuân đô. Vi vây ngươi ta dùng [Fe3+] ~ 0,01
M
54
PHƯƠNG PHÁP Charpentier- Volhard
NH4SCN
Br - , I-
AgNO3 (dư)
Fe3+
• Môi trương acid manh (dùng HNO3 đâm
đăc) đê tranh sự thuy phân cua Fe3+, tranh
tao tua Ag2O và giảm hiên tượng hâp phu.
• Không dùng ĐL Cl- vì AgSCN it tan hơn
AgCl (TAgSCN = 10-12, TAgCl = 1,7.10-10 )
55
PHƯƠNG PHÁP Charpentier- Volhard
NH4SCN
Br - , I-
AgNO3 (dư)
Fe3+
Khi ĐL Clorid:
• TAgSCN = 1,0.10-12
• TAgCl = 1,7.10-10
• Phản ưng đat tới cân băng khi [SCN-] <
[Cl-] 170 lần.
• Tai ĐTĐ, màu hồng xuât hiên cua
Fe(SCN)3 nhanh chong mât đi do phản
ưng canh tranh tao tua.
Fe(SCN)3 + AgCl Fe 3+ + 3Cl- +
3AgSCN
56
PHƯƠNG PHÁP Charpentier- Volhard
NH4SCN
Br - , I-
AgNO3 (dư)
Fe3+
Muốn ĐL Clorid đê co màu đo bên cua
phưc Fe(SCN)3
• Thêm môt dung môi hữu cơ vào hôn hợp,
AgCl đong von lai và không tac dung với
SCN-.
• Đựng dung dich Hal- trong BĐM thêm môt
lượng thưa AgNO3 chinh xac, thêm HNO3
đâm đăc, thêm nước cât tới vach chuân.
Lọc dung dich và lây môt phần dung dich
đinh lượng băng SCN-
57
SO SÁNH CÁC PHƯƠNG PHÁP
Phươn
g pháp
Ưu điểm Nhược điểm
Mohr Chuân đô trực tiêp
Đơn giản
Môi trương kiêm
Không ĐL iodid
Phải dùng mẫu trăng
Volhard Chuân đô thưa trư
Chuyên màu rõ
Môi trương HNO3 đđ
Fajans Chuân đô trực tiêp
Môi trương pH khac nhau
Tính chọn lọc theo chi thi
được dùng
Dung dich thư phải co
nồng đô cao