zunia.vn

Tuyển sinh 2024 dành cho Gen-Z

zunia.vn

» Khoa Học Tự Nhiên

Bài giảng Hóa phân tích: Chương 3 - Trần Thị Thúy

Chia sẻ: _ _ | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:51

Báo xấu

27
lượt xem 3
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Bài giảng "Hóa phân tích: Chương 3 - Phản ứng tạo phức và chuẩn độ theo phản ứng tạo phức" được biên soạn với các nội dung chính sau: Khái niệm về phức chất; Cách tạo phức và độ bền của phức; EDTA; Chuẩn độ EDTA; Chất trợ tạo phức; Các chất chỉ thị ion kim loại; Các kỹ thuật chuẩn độ EDTA. Mời các bạn cũng tham khảo bài giảng tại đây!

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Bài giảng Hóa phân tích: Chương 3 - Trần Thị Thúy

Chương 3. Phản ứng tạo phức và chuẩn độ theo phản ứng tạo phức Trần Thị Thúy Department of Analytical Chemistry School of Chemical Engineering – Hanoi University of Science and Technology (HUST)
Outline 3.1 Khái niệm về phức chất 3.2 Cách tạo phức và độ bền của phức 3.3 EDTA 3.4 Chuẩn độ EDTA 3.5 Chất trợ tạo phức 3.6 Các chất chỉ thị ion kim loại 3.7 Các kỹ thuật chuẩn độ EDTA 2 HUST SCE 8/13/2020
3.1 Khái niệm về phức chất Hoạt động của Pb2+ như một axit Lewis và hoạt động của I– như một bazơ Lewis trong trường hợp tạo phức này. Axit Lewis nhận một đôi điện tử từ một bazơ Lewis khi tạo liên kết. I– (có khả năng cho đôi điện tử vào ô trống của ion kim loại) được gọi là phối tử của Pb2+. 3 HUST SCE
3.1 Khái niệm về phức chất Ag+ + :C–≡N: ⇋ [:N≡C-Ag-C≡N:]– Axit Lewis bazơ Lewis ion phức (cặp electron nhận) (cặp electron cho) Phối tử đơn càng (CN–) liên kết với một ion kim loại chỉ với một nguyên tử (nguyên tử cacbon). Sản phẩm phản ứng giữa một axit Lewis và một bazơ Lewis được gọi là sản phẩm phức, hay sản phẩm cộng. Liên kết giữa một axit Lewis và một bazơ Lewis được gọi là liên kết cho nhận hay liên kết phối trí. 4 HUST SCE
3.1 Khái niệm về phức chất Phối tử mà tấn công ion kim loại nhiều hơn một nguyên tử được gọi là phối tử đa càng. Ví dụ: Phối trí hai càng còn gọi là chelate (chelate xuất phát từ tiếng Hy Lạp là chȅlé nghĩa là càng cua). 5 HUST SCE
3.2 Cách tạo phức và độ bền của phức Xét phản ứng: M + L ⇋ ML [𝑀𝐿] Hằng số bền của phức 𝛽 = (3-1) 𝑀 [𝐿] Ngoài ra còn đưa ra khái niệm hằng số không bền 𝑀 [𝐿] Kkb = β = –1 𝑀𝐿 6 HUST SCE
3.2 Cách tạo phức và độ bền của phức Ví dụ: [𝑃𝑏𝐼 + ] Pb2+ + I– ⇋ PbI+ 𝛽1 = 𝑃𝑏2+ [𝐼 − ] [𝑃𝑏𝐼2 ] PbI+ + I– ⇋ PbI2 𝛽2 = 𝑃𝑏𝐼 + [𝐼− ] [𝑃𝑏𝐼3− ] PbI2 + I– ⇋ 𝑃𝑏𝐼3− 𝛽3 = 𝑃𝑏𝐼2 [𝐼 − ] [𝑃𝑏𝐼42− ] 𝑃𝑏𝐼3− + I– ⇋ 𝑃𝑏𝐼42− 𝛽4 = [𝑃𝑏𝐼3− ][𝐼 − ] Nhận thấy, β1,2 = β1 β2 β1,2,3 = β1 β2 β3 β1,2,3,4 = β1 β2 β3 β4 Tổng quát: β1,2,..,i = β1 β2 .. βi (3-2) Được gọi là hằng số bền tổng cộng hay hằng số bền lũy tích của phức. 7 HUST SCE
3.2 Cách tạo phức và độ bền của phức Ví dụ: Tính nồng độ PbI+, PbI2, 𝑃𝑏𝐼3− và 𝑃𝑏𝐼42− trong dung dịch khi hòa tan PbI2 bằng I– với nồng độ: a, 0,001M b, 1,000M Cho biết tích số tan 𝑇𝑃𝑏𝐼2 = [Pb2+][I–]2 = 7,9.10–9; phức 𝑃𝑏𝐼42− có các hằng số bền β1, β1,2, β1,2,3 và β1,2,3,4 lần lượt tương ứng là 102; 1,4.103; 8,3.103 và 3,0.104 Giải PbI2 ⇋ Pb2+ + 2I– 𝑇𝑃𝑏𝐼2 = [Pb2+][I–]2 = 7,9.10–9 s 2s 8 HUST SCE
3.2 Cách tạo phức và độ bền của phức 𝑇𝑃𝑏𝐼2 a. [Pb2+] = = 7,9.10–3 M [𝐼 − ]2 [PbI+] = β1[Pb2+][I–] = 7,9.10–4 M [PbI2]tan = β1,2[Pb2+][I–]2 = 1,1.10–5 M [𝑃𝑏𝐼3− ] = β1,2,3[Pb2+][I–]3 = 6,6.10–8 M [𝑃𝑏𝐼42− ] = β1,2,3,4[Pb2+][I–]4 = 2,4.10–10 M 𝑇𝑃𝑏𝐼2 b. [Pb2+] = = 7,9.10–9 M [𝐼 − ]2 [PbI+] = β1[Pb2+][I–] = 7,9.10–7 M [PbI2]tan = β1,2[Pb2+][I–]2 = 1,1.10–5 M [𝑃𝑏𝐼3− ] = β1,2,3[Pb2+][I–]3 = 6,6.10–5 M [𝑃𝑏𝐼42− ] = β1,2,3,4[Pb2+][I–]4 = 2,4.10–4 M Anion I– kết tủa cation Pb2+, người ta thấy rằng nồng độ I– lớn là nguyên nhân làm PbI2 bị hòa tan lại. Chúng ta giải thích được điều này nếu thừa nhận sự tạo phức của các ion, chẳng hạn PbI+, PbI2, 𝑃𝑏𝐼3− và 𝑃𝑏𝐼42− mà ở đó hai hay nhiều hơn các ion đơn đã được liên kết với một ion khác. 9 HUST SCE
3.3 EDTA 3.3.1 Các tính chất axit-bazơ của EDTA Bốn giá trị pK đầu tiên áp dụng cho bốn proton của nhóm cacbonyl, và hai giá trị pK còn lại là cho hai proton của amoni. Dạng không mang điện tích của axit là tetraprotic, với công thức là H4Y. EDTA ở dạng axit tan rất kém ở trong nước. Độ tan của nó chỉ giới hạn 0,5g/l ở nhiệt độ phòng và dung dịch có pH = 2,7. Việc trung hòa EDTA bằng các bazơ chẳng hạn như amoniac, etylen diamin hay NaOH sẽ tạo ra các muối và cải thiện độ tan của EDTA ở trong nước. Do đó, tác nhân được sử dụng phổ biến ở trong hóa phân tích là ở dạng muối hai natri Na2H2Y.2H2O (complexon III). 10 HUST SCE
3.3 EDTA 3.3.1 Các tính chất axit-bazơ của EDTA Thành phần của các dạng bị proton hóa của EDTA có thể được mô tả như ở hình 3-1. Có thể định nghĩa phần ion Y4- trên tổng nồng độ các dạng của EDTA như sau: [𝑌 4− ] 𝛼𝑌 4− = 𝐻6 𝑌 2+ + 𝐻5 𝑌 + + 𝐻4 𝑌 + 𝐻3 𝑌 − + 𝐻2 𝑌 2− + 𝐻𝑌 3− + [𝑌 4− ] [𝑌 4− ] 𝛼𝑌 4− = (3-3) 𝐸𝐷𝑇𝐴 ở đây EDTA là tổng nồng độ tất cả các dạng tự do của EDTA ở trong dung dịch. Nồng độ tự do có nghĩa là EDTA không tạo phức với ion kim loại. Nếu biểu diễn 𝛼𝑌 4− thông qua các hằng số axit của EDTA, có phương trình sau: 𝐾1 𝐾2 𝐾3 𝐾4 𝐾5 𝐾6 𝛼𝑌 4− = (3-4) [𝐻 + ]6 +[𝐻 + ]5 𝐾1 + [𝐻 + ]4 𝐾1 𝐾2 + [𝐻 ] 𝐾1 𝐾2 𝐾3 + [𝐻 + ]2 𝐾1 𝐾2 𝐾3 𝐾4 + 3 +[𝐻 + ]𝐾1 𝐾2 𝐾3 𝐾4 𝐾5 + 𝐾1 𝐾2 𝐾3 𝐾4 𝐾5 𝐾6 11 HUST SCE
3.3 EDTA 3.3.1 Các tính chất axit-bazơ của EDTA Bảng 3-1 Giá trị 𝛼𝑌 4− của EDTA ở 20°C, lực ion μ = 0,10M pH 0 1 2 3 4 5 6 7 𝜶𝒀𝟒− 1,3.10–23 1,9.10–18 3,3.10–14 2,6.10–11 3,8.10–9 3,7.10–7 2,3.10–5 5.10–4 pH 8 9 10 11 12 13 14 𝜶𝒀𝟒− 5,6.10–3 5,4.10–2 0,30 0,85 0,98 1,00 1,00 12 HUST SCE
3.3 EDTA 3.3.1 Các tính chất axit-bazơ của EDTA Hình 3-1. Thành phần proton hóa của EDTA 13 HUST SCE
3.3 EDTA 3.3.2 Khả năng tạo phức của EDTA Xét sự tạo phức của ion kim loại Mn+ với EDTA với hằng số bền β. [𝑀𝑌 𝑛−4 ] Mn+ + Y4– ⇋ MYn–4 𝛽= (3-5) 𝑀𝑛+ [𝑌 4− ] 14 HUST SCE
3.3 EDTA 3.3.3 Hằng số bền có điều kiện của phức chất Xét sự tạo phức của ion kim loại Mn+ với EDTA [𝑀𝑌 𝑛−4 ] Mn+ + Y4– ⇋ MYn–4 𝛽= 𝑀𝑛+ [𝑌 4− ] Ở đây β là hằng số bền của dạng phức tạo bởi Y4– và ion kim loại. Như đã được chỉ ra ở hình 3-1, hầu hết EDTA không ở dạng Y4– với pH < 10,24. Các dạng HY3–, H2Y2– và các dạng khác chiếm đa số ở các pH thấp hơn. Để thuận tiện, nồng độ của Y4– được diễn tả thông qua phần của EDTA ở dạng Y4– bằng phương trình: [Y4-] = 𝛼𝑌 4− [EDTA] Ở đây [EDTA] đề cập tới tổng nồng độ của tất cả các dạng EDTA không tạo liên kết với ion kim loại. Hằng số bền của phản ứng (3-5) có thể viết dưới dạng: [𝑀𝑌 𝑛−4 ] [𝑀𝑌 𝑛−4 ] 𝛽= = 𝑀𝑛+ [𝑌 4− ] 𝑀𝑛+ 𝛼𝑌4− 𝐸𝐷𝑇𝐴 Nếu pH được cố định bằng một dung dịch đệm, khi đó 𝛼𝑌 4− là một hằng số và được kết hợp với β’ [𝑀𝑌 𝑛−4 ] β’= 𝛼𝑌 4− β = 𝑀𝑛+ 𝐸𝐷𝑇𝐴 (3-6) β’ được gọi là hằng số bền có điều kiện. Nó diễn tả sự tạo thành phức MYn-4 ở những giá trị cụ thể của pH. 15 HUST SCE
3.3 EDTA 3.3.3 Hằng số bền có điều kiện của phức chất Ví dụ 1: Hằng số tạo phức của Fe3+ và EDTA là 1025,1 = 1,3×1025. Tính nồng độ tự do của Fe3+ trong dung dịch FeY– nồng độ 0,10M ở pH = 4,00 và pH = 1,00 Giải: Phản ứng tạo phức giữa Fe3+ và EDTA Fe3+ + EDTA ⇋ FeY– β’= 𝛼𝑌 4− β ở đây EDTA ở bên trái của phương trình đề cập đến tất cả các dạng EDTA ở trạng thái không tạo phức. Sử dụng 𝛼𝑌 4− ở bảng 3-1 có: Ở pH = 4,00 β’ = (3,8.10–9)(1,3.1025) = 4,9. 1016 Ở pH = 1,00 β’ = (1,9.10–18)(1,3.1025) = 2,5. 107 16 HUST SCE
3.3 EDTA 3.3.3 Hằng số bền có điều kiện của phức chất Fe3+ + EDTA ⇋ FeY– Nồng độ ban đầu, M 0 0 0,10 Nồng độ cân bằng, M x x 0,10–x [𝐹𝑒𝑌 − ] 0,10−𝑥 = = β’ = 4,9. 1016 ở pH = 4,00 𝐹𝑒 3+ 𝐸𝐷𝑇𝐴 𝑥2 = 2,5. 107 ở pH = 1,00 Giải phương trình trên tìm được x = [Fe3+], chúng ta có [Fe3+] = 1,4.10–9M ở pH = 4,00 và [Fe3+] = 6,4.10–5M ở pH = 1,00. Có thể thấy ở ví dụ trên là phức chất giữa ion kim loại và EDTA trở nên kém bền ở pH thấp hơn. Để một quá trình chuẩn độ hiệu quả, phản ứng phải được tiến hành hoàn toàn, nghĩa là với hằng số bền đủ lớn, chất phân tích và chất chuẩn được phản ứng hoàn toàn ở thời điểm cân bằng. 17 HUST SCE
3.3 EDTA 3.3.3 Hằng số bền có điều kiện của phức chất Ví dụ 2: Với giá trị tối thiểu của hằng số bền có điều kiện là bao nhiêu để quá trình chuẩn độ được coi là hoàn toàn, giả sử rằng coi phản ứng là hoàn toàn nếu 99,9% tạo phức. Giải: Hãy xem xét nếu nồng độ MYn–4 ở thời điểm cân bằng là F. Phản ứng đạt 99,9% , có nghĩa là [Mn+] = [EDTA] = 10–3F. Mn+ + EDTA ⇋ MYn–4 10–3F 10–3F F –10–3F [𝑀𝑌 𝑛−4 ] F−10−3 F 𝐹 106 β’= = ≈ = 𝑀𝑛+ 𝐸𝐷𝑇𝐴 10−3 F (10−3 F) 10−6 𝐹 Nếu F = 10–2M, giá trị của hằng số bền có điều kiện sẽ là β’= 108 để phản ứng hoàn thành 99,9%. Như vậy, yếu tố pH cần được xem xét khi tiến hành chuẩn độ. 18 HUST SCE
3.4. Chuẩn độ EDTA Trong phần này nồng độ tự do của ion kim loại trong quá trình chuẩn độ ion kim loại với EDTA sẽ được tính toán. Phản ứng chuẩn độ ở đây là: Mn+ + EDTA ⇋ MYn–4 β’= 𝛼𝑌 4− β (3-7) Nếu β’ là lớn, có thể coi là phản ứng hoàn toàn ở mỗi một thời điểm chuẩn độ. Đường cong chuẩn độ là đồ thị mối quan hệ giữa pM (=–log[Mn+]) và thể tích EDTA thêm vào. Đường chuẩn độ là tương tự như hàm pH và thể tích dung dịch chất chuẩn trong chuẩn độ axit-bazơ. Đường chuẩn độ có thể chia thành ba vùng như được chỉ ra ở hình 3-2. 19 HUST SCE
3.4. Chuẩn độ EDTA Hình 3-2. Đường chuẩn độ Mn+ bằng EDTA 20 HUST SCE

CÓ THỂ BẠN MUỐN DOWNLOAD

THÔNG TIN

TRỢ GIÚP

HỖ TRỢ KHÁCH HÀNG

Theo dõi chúng tôi

Chịu trách nhiệm nội dung:

Nguyễn Công Hà - Giám đốc Công ty TNHH TÀI LIỆU TRỰC TUYẾN VI NA

LIÊN HỆ

Địa chỉ: P402, 54A Nơ Trang Long, Phường 14, Q.Bình Thạnh, TP.HCM

Hotline: 093 303 0098

Email: support@tailieu.vn

Giấy phép Mạng Xã Hội số: 670/GP-BTTTT cấp ngày 30/11/2015 Copyright © 2022-2032 TaiLieu.VN. All rights reserved.