06/05/2013
1
CƠ SỞ LÝ THUYẾT
HÓA PHÂN TÍCH 1
Năm học: 2012 – 2013
Giáo viên: Nguyễn Quốc Thắng
NỘI DUNG CHƯƠNG TRÌNH
1.PHÂN BỐ CHƯƠNG TRÌNH
2.TÀI LIỆU THAM KHẢO
3.KẾ HOẠCH THI VÀ PHÂN BỐ ĐIỂM
4.ĐỀ CƯƠNG BÀI GIẢNG
1.PHÂN BỐ CHƯƠNG TRÌNH
Nội dung Số tiết
Chương 1:
Đại cương về Hoá phân tích
2
Chương 2: Các khái niệm cơ bản trong dung dịch chất điện ly
2
Chương 3: Cân bằng của phản ứng acid - baz
10
Chương 4: Cân bằng của phản ứng tạo phức
4
Chương 5: Cân bằng của phản ứng tạo hợp chất ít tan
4
Chương 6: Cân bằng của phản ứng oxi hoá – khử
5
Chương 7: Các phản ứng ion trong dung dịch nước
3
2. TÀI LIỆU THAM KHẢO
1. Trần Tứ Hiếu, Hoá học phân tích, NXB ĐH QG HN,
2002

nhịêm vụ nghiên cứu các
phương pháp phân tích, các
phương tiện phân tích, các quy
trình phân tích để xác định
thành phần hoá học (và trong
một chừng mực nào đó, để xác
định cấu trúc hoá học) của các
chất.
Phân tích hoá học là một dịch
vụ thử nghiệm, tiến hành theo
những quy trình phân tích thích
hợp cho từng loại mẫu thử,
từng loại thành phần, để cung
cấp các thông tin cụ thể về
thành phần hoá học (cấu trúc
hoá học) của mẫu thử.
Phân tích hoá học là một dịch
vụ thử nghiệm, tiến hành theo
những quy trình phân tích thích
hợp cho từng loại mẫu thử,
từng loại thành phần, để cung
cấp các thông tin cụ thể về
thành phần hoá học (cấu trúc
hoá học) của mẫu thử.
“Hoá học phân tích“ chính là sở lý thuyết của “Phân tích hoá học”
Phân loại trong hoá phân tích
Phương
pháp
phân tích
Phương

Phân tích
hoá lý
Phân tích
hoá lý
Phân
tích
khối
lượn
g
Phân
tích
khối
lượn
g
Phân
tích
thể
tích
Phân
tích
thể
tích
Tỉ trọng,
khối
lượng
riêng,
chiết
suất
Tỉ trọng,
khối

Trắc
quang
Trắc
quang
Huỳnh
quang
Huỳnh
quang
1.1. Giới thiệu về Hoá phân tích
06/05/2013
3
Theo trạng
thái chất
khảo sát
Theo trạng
thái chất
khảo sát
Theo hàm
lượng chất
khảo sát
Theo hàm
lượng chất
khảo sát
Phân tích
đa lượng
>0.01%
Phân tích
đa lượng
>0.01%
Phân tích

vi<50ml
Phân
tích bán
vi<50ml
Vi phân
tích
<1ml
Vi phân
tích
<1ml
Siêu vi
phân
tích
Siêu vi
phân
tích
1.1. Giới thiệu về Hoá phân tích
Chương 1: Đại cương về Hoá phân tích
- Vai trò của Hoá phân tích: Hóa học phân
tích đóng vai trò quan trọng và có thể nói
đóng vai trò sống còn đối vối sự phát triển
các môn hóa học khác cũng như các ngành
khoa học khác nhau, các lĩnh vực của công
nghệ, sản xuất và đời sống xã hội.
- Ứng dụng: Phân tích môi trường, phân tích
khoáng liệu, phân tích hợp kim, kim loại,
phân tích dược phẩm, phân tích thực phẩm,

Chương 2: Các khái niệm cơ bản trong Hoá phân tích
2.1. Lý thuyết sự điện ly – Độ điện ly

dung
môi
Bản
chất
chất
tan
Bản
chất
chất
tan
Nhiệt
độ
Nhiệt
độ
2.1. Lý thuyết sự điện ly – Độ điện ly
Bản
chất
dung
môi
Bản
chất
dung
môi
Bản
chất
chất
tan
Bản
chất
chất

c

06/05/2013
5
Các loại nồng độ:
- Nồng độ mol/lít (M)
- Nồng độ đương lượng (N)
- Nồng độ phần trăm (%)
- Nồng độ phần triệu (ppm)
- Nồng độ phần tỉ (ppb)
2.3. Nồng độ và hoạt độ

2.3. Nồng độ và hoạt độ
Nồng độ cân
bằng: [ ] là
nồng độ các
chất tham gia
phản ứng ở
trạng thái cân
bằng.
Các loại nồng độ mol/lít,
nồng độ đương lượng
Các loại nồng độ mol/lít,
nồng độ đương lượng
Nồng độ ban
đầu: C là
nồng độ của

trong đó f
i
là hệ số hoạt độ của cấu tử i
Hoạt độ của chất
rắn hoặc chất lỏng
nguyên chất nằm
cân bằng với dung
dịch = 1
Trong dung
dịch loãng,
hoạt độ của
dung môi =
đơn vị
Hoạt độ của chất
khí nằm cân bằng
với dung dịch = áp
suất riêng phần của
chất khí đó.
2.3. Nồng độ và hoạt độ
2.3. Nồng độ và hoạt độ
(i): là hoạt độ của cấu tử i
(i) = [i]. f
i
trong đó f
i
là hệ số hoạt độ của cấu tử i
Hoạt độ của chất
rắn hoặc chất
lỏng nguyên
chất nằm cân


NH
3
+ H
2
O NH
4
+
+ OH
-

- Cân bằng tạo phức Cu
2+
+ 4NH
3
[Cu(NH
3
)
4
]
2+

- Cân bằng tạo hợp chất ít tan: Ag
+
+ Cl
-
AgCl
- Cân bằng phân bố chất tan giữa hai dung môi không
trộn lẫn: (I
2

aA + bB eE + dD












CH
3
COOH  CH
3
COO
-
+ H

K
1
=







Tổ hợp cân bằng
- Nhân cân bằng với thừa số n
- Cộng cân bằng




  H
+
+ 












 H
+
+ H






3+






 

   Mn
2+
+ 4H
2
O 
5Fe
2+



+8H
+
 5Fe
3+
+ Mn
2+
+ 4H
2

- DD chứa hh CH
3
COOH C
1
M
và CH
3
COONa C
2
M
2.5. Các định luật cơ bản khác
Định luật bảo toàn proton
Viết biểu thức định luật bảo toàn proton cho các hệ
- Nước nguyên chất: mức không H
2
O
H
2
O H
+
+ OH
-

 [H
+
] = [OH
-
]

- DD HCl: mức không HCl, H

3
COOH C
1
M và HCl C
2
M
Mức không CH
3
COOH, HCl, H
2
O
HCl H
+
+ Cl
-

CH
3
COOH CH
3
COO
-
+ H
+

H
2
O

 H

COONa C
1
M và NaOH C
2
M
CH
3
COONa CH
3
COO
-
+ Na
+
C
1
C
1 NaOH Na
+
+ OH
-

C
2
C
2

Mức không: CH

– [CH
3
COOH]
2.5. Các định luật cơ bản khác
Định luật bảo toàn proton
Viết biểu thức định luật bảo toàn proton cho hệ
- DD chứa hh CH
3
COOH C
1
M và CH
3
COONa C
2
M
CH
3
COONa CH
3
COO
-
+ Na
+
C
2
C
2

Mức không: CH
3

-
] – C
2
Mức không: CH
3
COO
-
và H
2
O
CH
3
COO
-
+ H
+
 CH
3
COOH (1)
H
2
O

 H
+
+ OH
-
(2)
 [H
+
H
2
PO
4
-
 H
+
+ HPO
4
2-

HPO
4
2-
 H
+
+ PO
4
3-C = [H
3
PO
4
] + [H
2
PO

4
2-

PO
4
3-

06/05/2013
9
Định luật bảo toàn nồng độ đầu
Viết biểu thức định luật bảo toàn nồng độ ban đầu cho:
- Na
2
CO
3
CM
Na
2
CO
3
 2Na
+
+ CO
3
2-

CO
3
2-
+ H


2.5. Các định luật cơ bản khác
Chương 3: Cân bằng của phản ứng acid - baz
2.1. Định nghĩa về acid - baz
2.2. Cân bằng của nước – Thang pH
2.3. Quan hệ giữa K
a
và K
b
của một cặp acid
– baz liên hợp
2.4. pH trong các hệ acid - baz
2.1. Định nghĩa về acid - baz
Theo Arrhenius
Theo Brönsted và Lowry
Acid phân li thành
H
+
, baz phân ly
thành OH
-

Acid có khả năng nhường
proton H
+
, baz nhận H
+

Ví dụ:
Acid + H

Ví dụ:
HCl  H
+
+ Cl
-

NaOH  Na
+
+ OH
-

Nhược điểm: không áp
dụng cho chất mà công
thức phân tử không có H
hoặc OH. Không nêu vài
trò dung môi
Ưu điểm: nêu được vai trò
của dung môi
2.2. Cân bằng của nước – Thang pH
Nước là một dung môi lưỡng tính
H
2
O + H
2
O  H
3
O
+
+ OH
-

10
2.3. Quan hệ giữa K
a
và K
b
của 1 cặp acid
– baz liên hợp
Acid + H
2
O  Baz
liên hợp
+ H
3
O
+
K
a

Baz + H
2
O  Acid
liên hợp
+ OH
-
K
b

K
a
càng lớn thì

-
] + [Y
-
].
- Nếu [Y
-
] >> 10
-7
 [H
+
] = [Y
-
] = C
HY
 pH = -lg C
HY

- Nếu [Y
-
] 10
-7
 [H
+
] =




+ C
HY

 [OH
-
] = [H
+
] + C
BOH

Nếu C
BOH
>> 10
-7
 [OH
-
] = C
BOH
 pOH = -lg BOH
Nếu C
BOH
 10
-7
 [OH
-
] =


[OH
−
]
+ C
BOH


 [OH
-
] + [A
-
]  [A
-
] = 

 [OH
-
]
ĐL BT NĐĐ:
C
a
= [HA] + [A
-
]  [HA] = C
a
- [A
-
] = C
a
- 

 [OH
-
]
ĐLTDKL 



06/05/2013
11
2.5. pH trong các hệ acid - baz
2.5.2. pH của hệ đơn acid yếu hoặc đơn baz yếu
- Nếu acid không quá yếu và nồng độ tương đối lớn,
nên [H
+
] >> [OH
-
]
+ Nếu C
a
>> [H
+
]  [H
+
] = K
a





 [H
+
]
2
= K
a

],
phải giải phương trình (1)

(1)


 



 

 



 


2.5. pH trong các hệ acid - baz
2.5.2. pH của hệ đơn acid yếu hoặc đơn baz yếu
Ví dụ:
Tính pH của dung dịch CH
3
COOH 0.1M, pK
a
= 4.75
Giả sử acid không quá yếu và nồng độ tương đối lớn,
nên [H
+

nên [H
+
] >> [OH
-
] (1)
Giả sử C
a
>> [H
+
] (2)
[H
+
] = 

 

  



10
-3
thoả mãn (1)
nhưng không thoả mãn (2)
Nên phải giải lại phương trình [H
+
] = K
a



Mô tả cân bằng:
NaA  Na
+
+ A
-

H
2
O  H
+
+ OH
-
K
w
(1) A
-
+ H
2
O

 HA + OH
-
K
b
(2)
ĐL BTP: 

 [OH
-
] - [HA]  [HA] = [OH











 



 

 



 


06/05/2013
12
2.5. pH trong các hệ acid - baz
2.5.2. pH của hệ đơn acid yếu hoặc đơn baz yếu
- Nếu baz không quá yếu và nồng độ tương đối lớn,
nên [OH
-



+ Nếu C
b
 [OH
-
]  Giải phương trình: [OH
-
] = K
b



 




- Nếu baz quá yếu và nồng độ tương đối nhỏ, nên [OH
-
] [H
+
],
phải giải phương trình (2)




 


[OH
-
] = 

 

  

  10
-2.88

thoả mãn cả (1) và (2)
 pOH = 2.88  pH = 11.12

2.5. pH trong các hệ acid - baz
2.5.2. pH của hệ đơn acid yếu hoặc đơn baz yếu
Ví dụ: Tính pH của dung dịch CH
3
COONa 10
-3
M,
pK
a
= 4.75 pK
b
= 9.25
Giả sử baz không quá yếu và nồng độ tương đối lớn,
nên [OH
-
] >> [H




[OH
-
]
2
+ K
b
.[OH
-
] – C
b
.K
b
= 0  [OH
-
] = 7.5x 10
-7 pOH = 6.12 pH = 7.88
2.5. pH trong các hệ acid - baz
2.5.3. Dung dịch đệm - pH của dung dịch đệm
Dung dịch đệm là dung dịch có thể điều chỉnh
sao cho pH của hệ không hoặc ít thay đổi bất kể quá
trình hoá học có giải phóng hay thu nhận proton.
gồm hỗn hợp 1 acid yếu
và baz liên hợp với nó
dung dịch muối acid

H
2
O  H
+
+ OH
-
K
w
(1)
C
b
C
b

HA  H
+
+ A
-
K
a
(2)
Mức không: HA và H
2
O
ĐLBTP: [H
+
] = [OH
-
] + [A
-

-
]

ĐLTDKL 

 





  

   






2.5. pH trong các hệ acid - baz
Tính pH của dung dịch đệm gồm CH
3
COOH 0.1M
và CH
3
COONa 0.1M; cho pK
a
= 4.75
2.5.3. Dung dịch đệm - pH của dung dịch đệm

 pH = 4.75
2.5. pH trong các hệ acid - baz
2.5.3. Dung dịch đệm - pH của dung dịch đệm
Cơ chế giữ pH của dung dịch đệm:

Đệm năng:
2.5. pH trong các hệ acid - baz
2.5.4. pH của dung dịch đa acid, đa baz
Dung dịch đa acid:
H
3
A  H
+
+ H
2
A
-
K
1
(2)
H
2
A
-
 H
+
+ HA

H
2
A
-

HA
2-

H
+

OH
-

06/05/2013
14
2.5. pH trong các hệ acid - baz
2.5.4. pH của dung dịch đa acid, đa baz
Dung dịch đa acid:
2.5. pH trong các hệ acid - baz
2.5.4. pH của dung dịch đa acid, đa baz
Dung dịch đa acid:
Nếu K
1
>> K
2
; K
3
;…; K
w

; K
w
nên có thể xem như aicd yếu 1 nấc. [H
+
] = 7.6x10−3 x 0.01 = 8.7x10
-3
không nhỏ hơn nhiều so với
C
a

Giải pt: [H
+
]
2
+ K
a
. [H
+
] – K
a
C
a
= 0 [H
+
] = 5.7x10
-3
pH =

(2)
HA
1-n
+ H
2
O  OH
-
+ H
2
A
2-n
K
b2
(3)
H
2
A
2-n
+ H
2
O  OH
-
+ H
3
A
3-n
K
b3
(4)
…………………………………

. Xem như 1 đơn baz và tính theo
2.5. pH trong các hệ acid - baz
2.5.5. pH của dung dịch chất lưỡng tính
- Hidroxit của một số kim loại (Al, Cr, Zn, Sn, Pb, )
- Amino acid. - Muối acid. Muối của acid yếu và baz yếu
Muối acid có dạng NaHA
nồng độ C
L
; hằng số
acid K
a1
; K
a2

Muối của acid yếu và baz yếu
NH
4
HCO
3

Tính acid,
baz: theo
K
a1
; K
a2

Tính pH:
[H
+

-
K
a

C C
2
C
1
0
pl x x x
[] C
2
– x C
1
+ x x


 


  


 



 

 

>>K
w

Chọn cb acid HA
1
làm cb chính
Nếu K
a1
.C
1
K
a2
.C
2
>>K
w



 



 

 



 

C
1
C
1
C
2
C
2

A
-
+ H
2
OHA + OH
-
K
b

C C
2
0 C
1

pl x x x
[] C
2
– x x C
1
+ x


b2
.C
2
>>K
w

Nếu K
b1
.C
1
>> K
b2
.C
2
>>K
w

Chọn cb baz NaA
1
làm cb
chính


 



 

 