GIO TRNH
PHA CH DUNG D CH Ế Ị
TRONG PHÒNG KIỂM NGHIỆM THỰC PHẨM


 
BIÊN SOẠN: ThS. TRƯƠNG BÁCH CHIẾN
MC LC


Thnh ph H Ch Minh, 2 – 2011
2
CHƯƠNG 1 : MỞ ĐẦU VỀ DUNG DỊCH
1.1. Sự điện ly trong dung dịch
1.1.1. Khái niệm điện ly
Dung dịch : l một hệ đng thể gm 2 hay nhiều chất m thnh phần của nó
có thể thay đổi trong giới hạn rộng. Gm 3 loại dung dịch : dung dịch kh, dung
dịch lỏng, dung dịch rắn.
Dung dịch kh l hỗn hợp của hai hay nhiều chất kh (như không kh).
Trong điều kiện bình thường do tương tác giữa các phân tử kh quá nhỏ nên
dung dịch kh gần như l hỗn hợp cơ học. Nhưng khi điều kiện thay đổi với áp
suất cao, sự ho tan của các chất kh ging như sự ho tan của các chất lỏng, vì
lúc ny chúng có lực tương tác đáng kể.
Dung dịch lỏng l dung dịch được tạo thnh từ những chất có khả năng ho
tan trong dung môi lỏng.
Dung dịch rắn l những tinh thể được tạo thnh do sự ho tan của các chất
kh, lỏng , rắn trong dung môi chất rắn.
Xét trong hệ dung dịch lỏng, khi cho chất tan vo trong dung môi lỏng,
luôn xảy ra 2 quá trình : quá trình chuyển pha phá vỡ cấu trúc chất tan thnh các
ion, phân tử hay nguyên tử, ri khuyếch tán vo trong dung môi (đây l quá
trình vật lý, thu nhiệt) + quá trình sonvat hoá tương tác hình thnh giữa các phần

Còn những dung dịch FeCl
2
, Cu(OH)
2
l những dung dịch chất điện ly
yếu đến rất yếu, được biểu thị trong dung dịch nước l :
FeCl
2
Fe
2+
+ Cl
-
Cu(OH)
2
Cu
2+
+ 2 OH
-
Một điều cần lưu ý l : những ion được minh họa bằng các phương trình
điện ly trong các quá trình điện ly, l những ion sonvat chứ không phải l những
ion tự do (cách viết trình by ở trên l cách biểu thị sự sonvat hoá đã được viết
giản lược ri)
1.1.2. Hằng số phân ly dung dịch
1.1.2.1. Khái niệm
Trong dung dịch điện ly luôn có một cân bằng động được xác lập cho quá
trình địên ly chất tan, chẳng hạn cho chất tan A
m
B
n
tan trong nước, thì quá trình

còn được gọi l hằng s điện
ly hay hằng s phân ly A
m
B
n
. Đây l một đại lượng đặc trưng cho chất điện ly
ho tan trong một dung môi nhất định.
V dụ : đi với acid phân ly một nấc như CH
3
COOH l :
CH
3
COOH CH
3
COO
-
+ H
+
Thì hằng s phân ly (hay còn gọi l hằng s acid) :
K
CB
= K
a
=
][
]].[[
3
3
COOHCH
OOCHH

+
= 10
- 6,35
.
HCO
3
-
H
+
+ CO
3
2-
K
a2
=
][
]].[[
3
2
3
−
−
+
HCO
COH
= 10
- 10,33
.
Khái niệm về độ mạnh của một acid hay một baz cũng có thể được xác
định dựa trên hằng s phân ly của chất đó : K

cng nhỏ (baz
liên hợp cng yếu).
V dụ : HF có pK
a
= 3.2 ; pK
b
= 14 – 3.2 = 10.8
NH
3
có pK
b
= 4.75 ; pK
a
= 14 – 4.75 = 9.25
Với các acid thật mạnh như HCl thì baz liên hợp Cl
-
l baz vô cùng yếu.
Với các baz thật mạnh như NaOH thì acid liên hợp Na
+
l acid vô cùng
yếu.
Nếu K khá nhỏ, người ta thường dùng đại lượng pK với : pK = - lgK.
Hằng s điện ly của một chất điện ly rất phụ thuộc vo bản chất của dung
môi ho tan nó. Việc thêm một dung môi khác có độ thẩm điện môi nhỏ hơn
nước (chẳng hạn Dioxan có ε = 2,2 so với nước l 80,4) vo dung dịch chất điện
ly sẽ lm giảm hằng s K ny (khi cho Dioxan vo dung dịch acid acetic thì pK
a
= 4,75 tăng lên pK
a
= 10,52, tức hằng s điện ly đã bị giảm đi gần 1 triệu lần),

định lượng theo hằng s kết hợp, còn gọi l hằng s bền β.
Chẳng hạn : CH
3
COO
-
+ H
+
CH
3
COOH K
CB
= β = 10
+ 4,74
.
Như thế trong một dung dịch chất điện ly luôn có K
Pl
. β = 1.
Trong phản ứng phức chất thì hằng s bền được sử dụng thường xuyên hơn
Xét phức ML phân ly theo phản ứng : ML M + L
5
Hằng s cân bằng của phản ứng ny : K =
[M].[L]
[ML]

K được gọi l hằng s không bền của phức chất. Phức cng bền thì hằng s
không bền K cng nhỏ.
Ngoi hằng s không bền, ta còn dùng hằng s đảo ngược của hằng s
không bền : β =
[M].[L]
[ML]

n
n
1
2
−
−

ML M + L K
n
=
]ML[
]L].[M[
Các hằng s K
1
, K
2
, … K
n
được gọi l hằng s không bền liên tiếp. Ta
thường có : K
1
> K
2
> … > K
n–1
> K
n
(β
1
< β

5
= 1.3 v pK
6
= 2.1
V dụ 2 : FeCl
2+
Fe
3+
+ Cl
–
pK = 1.5
FeHPO
4
+
Fe
3+
+ HPO
4
2–
pK = 9.4
Cùng ion trung tâm, thay đổi ligand, độ bền của phức chất thay đổi hẳn.
Phức giữa Fe
3+
v ion HPO
4
2–
bền hơn nhiều so với phức giữa Fe
3+
v Cl
–

tỷ s giữa s mol chất điện ly (n) với tổng s mol chất hòa tan (n
0
).
Công thức được tnh l : α =
0
n
n

Đại lượng α l đại lượng không có thứ nguyên, nó thường được biểu diễn
bằng %, v giá trị ny nằm trong giới hạn [ 0 , 1]
α = 0 : chất không điện ly (đó l những chất điện ly rất yếu, như các chất
kh, chất kết tủa không tan v.v )
6
α = 1 : chất điện ly mạnh .
0 < α < 1 : chất điện ly yếu
Thiết lập mối quan hệ giữa
α
và K
pl
trong dung dịch (A
m
B
n
) :
Quá trình phân ly : A
m
B
n
m A
+n

C
Dung dịch cng loãng, độ điện ly cng lớn.
V dụ : Tnh hằng s phân ly của CH
3
COOH 0,1M có α = 1,35%
Quá trình phân ly : CH
3
COOH CH
3
COO
-
+ H
+

Nng độ ban đầu : 0,1 0 0
Nng độ cân bằng : 0,1 - x m.x n.x
Với α =
1,0
x
⇔ x = 0,1 . α = 0,00135 ⇔ K
(A)
=
x
x
−1,0
2

⇔ K
(A)
=

α
α
−
=
1
2
CK
hay : (CH
3
COO)
2
Ba + (n + 2) H
2
O [Ba(H
2
O)n]
2+
+ 2 CH
3
COOH + 2 OH
-

Sự tạo thnh chất điện ly yếu CH
3
COOH đã lm cân bằng địên ly trong
nước bị phá huỷ : trong dung dịch xuất hiện [OH
-
] solvat dư, lm cho dung dịch
có phản ứng kiềm.
Phản ứng tương tác giữa những ion của mui v những ion của H

3
O
+
+ 3 Cl
-
.
(dung dịch acid mạnh)
Al
2
S
3
+ 6 H
2
O 2 Al(OH)
3
+ 3 H
2
S
(dung dịch acid yếu)
NaAlO
3
+ H
2
O → Na
+
+ HAlO
2
+ OH
-
(dung dịch kiềm mạnh)

2
O NH
3
+ Cl
-
+ H
3
O
+

Vì thế, dung dịch thu được sau khi hòa tan mui NH
4
Cl trong nước l dung
dịch có tnh acid (vì chứa ion H
3
O
+
; khoảng pH < 7), dung dịch không có mu.
V dụ : Khảo sát sự thủy phân của dung dịch mui CuSO
4
.
Trong dung dịch có sự điện ly : CuSO
4
Cu
2+
+ SO
4
2-

Nên : Cu

- Dung dịch acid l dung dịch có chứa ion H
+

- Dung dịch baz l dung dịch có chứa ion OH
-

- Dung dịch mui l dung dịch có chứa các cation kim loại (hay
NH
4
+
) v anion gc acid.
- Hydroxit l các hợp chất có chứa nhóm liên kết - OH
Ứng dụng của phản ứng thuỷ phân :
- Các mui amoni của cacbonat, sunfat hay mui natri của acetat,
cacbonat, mui của các baz hữu cơ yếu đều bị thuỷ phân tạo những dung dịch
có pH xác định. Nên có thể dùng nước để kết tủa các hydroxit của chúng .
- Trong phân tch, các phản ứng thuỷ phân các mui amoni tạo thnh
các amoniac tự do được sử dụng để phát hiện gc amoni, nhất l khi chúng được
đun nóng với kiềm.
- Việc tách các ion Crom v nhôm dựa trên sự phân hủy thủy phân
cromit khi đun sôi tạo kết tủa Cr(OH)
3
v.v
1.2.2. Phản ứng trao đổi
L phản ứng hóa học trong đó không có sự thay đổi s oxi hóa của các
chất trước v sau phản ứng.
Điều kiện để có phản ứng trao đổi (định luật Betthorlet) : Phản ứng xảy ra
khi có sự tạo thnh chất kết tủa hoặc chất bay hơi, hoặc chất điện ly yếu.
V dụ: AgNO
3

2+
+ 2 OH
-
→ Zn(OH)
2

1.2.3. Hydroxit lưỡng tính
Hydroxit lưỡng tnh l hydroxit vừa có tnh acid vừa có tnh baz, chẳng hạn
Al(OH)
3
, Cr(OH)
3
, Zn(OH)
2
, Sn(OH)
2
, Be(OH)
2
, Pb(OH)
2

Chẳng hạn với Al(OH)
3
:
9
Al(OH)
3
+ 3 H
+
→ Al

-
→ ZnO
2
2-
+ 2 H
2
O
Hoặc : H
2
ZnO
2
+ 2 OH
-
→ ZnO
2
2-
+ 2 H
2
O
Hằng s điện ly của các hydroxit lưỡng tnh :
Xét cân bằng động : Be(OH)
2
Be(OH)
2

(dung dịch) (dạng tủa)
Trong đó: 2 H
+
+ BeO
2

[Be
2
(OH)
2
]
2+
+ OH
-
5,1 ÷ 5,4 2.10
- 9

2 Be(OH)
2
+ BeOH
+
[Be
3
(OH)
3
]
3+
+ OH
-
5,1 ÷ 5,4 4.10
- 9

[Be
2
(OH)
2

3+
).
Hằng s điện ly dạng acid của hydroxit lưỡng tnh tăng theo sự tăng điện
tch của các ion tạo thnh chúng, do đó mun lm tăng độ tan của những
hydroxit khó tan trong nước m những hydroxit đó chứa ion có khả năng bị oxi
hoá, thì hãy oxi hoá ion ny. Chẳng hạn, nếu cho hỗn hợp của Fe(OH)
3
v
Cr(OH)
3
thì dưới tác dụng của hydroperoxit hoặc các chất oxi hoá khác trong
môi trường kiềm, Cr
3+
sẽ bị oxi hoá đến Cr
6+
tạo thnh CrO
4
2-
dễ dng chuyển
vo dung dịch .
Việc so sánh các hằng s phân ly của hydroxit lưỡng tnh ở một giá trị pH,
có thể chỉ ra được tnh chất acid hay baz no của nó trội hơn.
V dụ :
10
Hydroxit K (dạng baz) K (dạng acid)
Pb(OH)
2
9,6 . 10
- 4
2 . 10

Như thế có thể thấy được Pb(OH)
2
có tnh baz thể hiện rõ hơn tnh acid
trong các dung dịch nước.
1.3. Cân bằng trong hệ dung dịch nước
1.3.1. Cân bằng acid – baz trong hệ dung dịch nước
1.3.1.1. Khái niệm về acid/baz – dung dịch acid/ dung dịch baz
Acid l chất có khả năng cho proton v baz l chất có khả năng nhận
proton.
Mỗi acid sau khi cho một proton thì trở thnh một baz gọi l baz liên hiệp
với acid đó. Một cặp acid – baz liên hợp có thể biểu diễn bằng hệ thức sau :
Acid Baz + H
+
Proton không tn tại ở trạng thái tự do. Vì vậy, một chất chỉ thể hiện tnh
chất acid hay baz trong dung môi có khả năng cho hay nhận proton.
Khi hòa tan một acid hay một baz vo nước sẽ có những phản ứng :
Acid + H
2
O Baz + H
3
O
+
Baz + H
2
O Acid + OH
-
V dụ :
CH
3
COOH + H

+ OH
-
CH
3
COO
-
+ H
2
O CH
3
COOH + OH
-
K
A
được gọi l hằng s acid, biểu thị cường độ của acid vì K
A
cng lớn thì
acid cng mạnh.
Để thuận tiện cho việc tnh toán, người ta thường dùng : pK
A
= - lgK
A
V dụ :
CH
3
COOH có pK
A
= 4.75 mạnh hơn acid xianhydric HCN có pK
A
= 9.21

cng lớn thì baz cng mạnh. Người ta
thường dùng : pK
B
= - lgK
B
.
V dụ :
NH
3
có pK
B
= 4.75 mạnh hơn CH
3
COO
-
có pK
B
= 9.25
Baz mạnh NaOH, KOH có K
B
= +∞.
Có những acid , baz m phân tử hay ion có thể cho hoặc nhận hơn hai
proton thì gọi l đa acid hoặc đa baz.
V dụ :
H
3
PO
4
+ H
2

4
2-
+ H
2
O PO
4
3-
+ H
3
O
+
pK
A3
= 12.36
PO
4
3-
+ H
2
O HPO
4
2-
+ OH
-
pK
B1
= 1.64
HPO
4
2-

Giả sử có dung dịch acid mạnh HA có nng độ C
A
. Trong dung dịch acid
mạnh có 2 quá trình :
HA + H
2
O

→ A
-
+ H
3
O
+
H
2
O

+ H
2
O H
3
O
+
+ OH
-
Để đơn giản ta thay H
3
O
+

][OH
-
] =
2
H O
K
(b)
Phương trình trung hòa điện
[H
+
] = [A
-
] + [OH
-
] (c)
Có thể viết phương trình ny từ phương trình bảo ton proton xuất phát từ
H
2
O

v HA.
Từ (a), (b), (c) ta có :
[H
+
] = [OH
-
] + C
A
Nếu C
A

+ 2 +
A H O
[H ] - C [H ]-K =0
(2.2)
V dụ : Tnh pH của dung dịch HCl có nng độ
a. C
HCl
= 0.1M
b. C
HCl
= 10
-8
M
Giải :
a. Vì C
HCl
>> [OH
-
], ta có : pH = -lgC
HCl
= -lg0.1 = 1
b. Vì C
HCl
= 10
-8
M, ta có :
+ 2 -8 + -14
[H ] -10 [H ]-10 =0

Giải phương trình, ta được : [H

+ 2 -7 + -14
[H ] + 10 [H ]-10 =0
Giải phương trình, ta được : [H
+
] = 6.18*10
-8
, suy ra :
pH = 7.21
pH của dung dịch acid – baz đơn chức yếu
13
Giả sử có dung dịch đơn acid yếu HA có nng độ l C
A
; hằng s acid K
A
.
Trong dung dịch đơn acid yếu HA có 2 cân bằng sau :
HA H
+
+ A
-
(a)
H
2
O H
+
+ OH
-
(b)
Như vậy, trong dung dịch tn tại 4 cấu tử l HA, A
-

A
+
-
A
+ -
A
K
[A ]
=
[HA]
[H ]
K
[A ]
⇔ =
K +[H ] [A ] + [HA]

Kết hợp từ (d) :
-
A A
+
A
C K
[A ]=
K +[H ]
(2.5)
+
A
+
A
C [H ]

+
+
A A
C K
[H ]=
[H ]
[H ]= K C
A A
1
pH = ( pK - lgC )
2
(2.8)
V dụ : Tnh pH của dung dịch CH
3
COOH 0.1M có pK
A
= 4.75
Áp dụng công thức :
A A
1
pH = ( pK - lgC )
2

14
1
pH = ( 4.75 - lg0.1) = 2.87
2

Giả sử K
A

<< [H
+
] l đúng [H
+
] = 10
-5.13
>> 10
-9.25
V dụ : Tnh pH của dung dịch acid salycilic 10
-3
M có pK
A
= 3
Nếu áp dụng công thức :
A A
1
pH = ( pK - lgC )
2
thì
-3
1
pH = ( 3 - lg10 ) = 3
2

Suy ra [H
+
] = 10
-3
= K
A

2
O BH
+
+ OH
-
(a)
H
2
O H
+
+ OH
-
(b)
Như vậy, trong dung dịch tn tại 4 cấu tử l [BH
+
], [H
+
], [OH
-
], [B]
Phương trình hằng s baz :
+ -
B
[BH ][OH ]
K =
[B]
(c)
Phương trình bảo ton khi lượng :
[B] + [BH
+

K +[OH ] [BH ] + [B]

+
B B
-
B
C K
[BH ]=
K +[OH ]
(2.9)
-
B
-
B
C [OH ]
[B]=
K +[OH ]
(2.10)
Từ (e) v (2.9), ta có :
- +
B B
-
B
C K
[OH ]=[H ]+
K +[OH ]

Nếu [H
+
]<<[BH

Hay
B B
1
pH = 14 - ( pK - lgC )
2
(2.13)
V dụ : Tnh pH của dung dịch NH
3
0.01M có pK
B
= 4.75
Áp dụng công thức (2.12) :
1
pOH = ( 4.75 - lg0.01) = 3.38
2
Giả sử [OH
-
] = 10
-3.38
>> 10
-4.75
l sai nên phải áp dụng công thức (2.11)
-2 -4.75
-
4.75 -
10 .10
[OH ] =
10 +[OH ]

Suy ra : [OH

-
l một baz yếu, lấy proton của nước lm thay đổi pH của dung dịch
CN
-
+ H
2
O HCN + OH
-
16
Phương trình bảo ton proton xuất phát từ CN
-
, H
2
O
[HCN] + [H
+
] = [OH
-
]
Áp dụng công thức (2.12) :
-2
B B
1 1
pOH = ( pK - lgC ) = ( 9.21 - lg10 ) = 5.605
2 2
Suy ra : [OH
-
] = 10
-5.605
M .

-4
, pOH = 3.4
Suy ra : pH = 14- pOH = 14- 3.4 = 10.6
V dụ : Tnh pH của dung dịch hỗn hợp gm
a. 20mL NaOH 0.1M v 10mL CH
3
COOH 0.1M
b. 20mL NaOH 0.1M v 20mL CH
3
COOH 0.1M
c. 20mL NaOH 0.1M v 30mL CH
3
COOH 0.1M
Biết
3
CH COOH
pK
= 4.75
Giải :
a. Thể tch của hỗn hợp dung dịch l 30mL = 3.10
-2
L
3
-3
-2
NaOH
-2
-3
-2
CH COOH

4.10
10.10 .10
C = =5.10 M
4.10
Áp dụng công thức :
-
-
A
B
-
B
- 2 -
B B B
C [OH ]
C = [OH ]+
K +[OH ]
[OH ] +K [OH ]- K C =0
17
Thay các giá trị ta được : [OH
-
]
2
+ 10
-9.25
[OH
-
] – 5.10
-11.25
= 0
[OH

NaOH
-2
-1 -3
-2
CH COOH
-2
20.10 .10
C = =4.10 M
5.10
30.10 .10
C = =6.10 M
5.10
Áp dụng công thức :
-2 -2
A B
A
-2
B
C - C
6.10 - 4.10
pH =pK - lg =4.75- lg =5.0510
C
4.10
Cách khác, từ phương trình bảo ton proton xuất phát từ H
2
O,NaOH v
CH
3
COOH
[Na

]
+
A A
B
+
A
C K
C + [H ] =
K + [H ]
Suy ra : [H
+
]
2
+(K
A
+ C
B
)[H
+
] – (C
A
- C
B
)K
A
=0
[H
+
]
2

1.3.2. Cân bằng dị thể trong hệ dung dịch nước
1.3.2.1. Mối quan hệ giữa độ tan và tích số tan
Độ tan S của một chất l nng độ của chất đó trong dung dịch bão ho. Như
vậy, độ tan cũng như tch s tan l những đại lượng đặc trưng cho dung dịch bão
ho. Độ tan thường được biểu diễn l mol/lt hay mg/100g dung dịch. Do đó,
tch s tan v độ tan có mi liên hệ với nhau v ta có thể tnh được tch s tan từ
độ tan hoặc ngược lại.
18
Nếu gọi S l độ tan của một kết tủa có công thức tổng quát A
m
B
n
thì:
A
m
B
n
mA
n+
+ nB
m-
S mS nS
Ta có :
( ) ( )
m n
m n
m n
m m
A B
n+ m-

4 4
2+ 2-
BaSO 4
Ba SO Ba SO
T =a .a =[Ba ]f [SO ]f
Trong đó, f
2+
Ba
, f
2-
4
SO
l hệ s hoạt độ của các ion Ba
2+
v SO
−2
4
. Từ độ tan
của BaSO
4
có thể tnh được nng độ cân bằng v hoạt độ của các ion đó. Độ tan
S của BaSO
4
bằng:
-5
0,2451 1000 1
S = . . =1,05.10 M
1000 100 233,4
Tức l: [Ba
2+

4
-5 2 2 -10
BaSO
T =( 1,05.10 )( 0,9706) =1,04.10
Vì độ tan BaSO
4
khá nhỏ, nên có thể coi hệ s hoạt độ của các ion Ba
2+
v
SO
4
2-
bằng 1 v tnh tch s tan theo hệ thức đơn giản:
4
2+ 2- -5 2 -10
BaSO 4
T =[Ba ][SO ]=( 1,05.10 ) =1,10.10
Giá trị đó chỉ khác giá trị tnh theo hoạt độ l 5%. Nói chung, khi độ tan
của một kết tủa nhỏ hơn 10
-4
mol/l thì có thể coi hoạt độ bằng nng độ để tnh
tch s tan theo cách đơn giản như trên.
V dụ 2:
19
Tnh độ tan của canxisunfat CaSO
4
, biết tch s tan của nó ở 25
o
C
4

BaSO
S = T =3,107.10 M
Khi tnh gần đúng như vậy, độ tan lớn hơn 10
-4
M, nên phải kể tới hệ s
hoạt độ để tnh S.
Lực ion μ của dung dịch:
μ = 0,5(3,017.10
-3
.2
2
+ 3,107.10
-3
.2
2
) = 1,207.10
-2
2+ 2-
4
2 -2
Ca SO
lgf =lgf =-0,5.2 1.207.10 =-0,2196
2+ 2-
4
Ca SO
f =f =0,603
Vì :
4
2 2
CaSO

m
B
n
mA
n+
+ nB
m-
vẫn gọi S l nng độ cân bằng ở trong trạng thái bão hòa, khi ta thêm dung
dịch ion A với nng độ C
A
. Ta có:
[ ] [ ]
( ) ( )
m n
m n m n
A B A
T = A . B = mS +C nS
. Giả sử C
A
>> S khi đó ta có thể xem mS + C
A
≈ C
A
20
m n
m n
A B
n n m
n
A B A

[M']
α =
[M]
v 
'
A
[A ]
α =
[A]
Các hệ s v biểu diễn ảnh hưởng của các phản ứng phụ đến độ tan của kết
tủa.
Thay [M’] = α
M
.[M] v [A’] = α
A
.[A] vo biểu tức tch s tan.

m n
m n
M A
T' =[M'] .[A']
=
m n m n
M A
[M] [A] .α .α
m n m n
' m n
M A M A M A
T =T .α .α
Nếu gọi S l độ tan của M

0
đó có thể suy ra thế tiêu
chuẩn ở các pH khác, gọi l thế tiêu chuẩn điều kiện E
0
’.
V dụ: Tnh thế oxi hóa - khử tiêu chuẩn điều kiện của cặp AsO
4
3-
/AsO
3
3-
trong môi trường NaHCO
3
có pH = 8, biết thế tiêu chuẩn của cặp đó ở pH = 0 l
E
0
= 0,57(V). Trong hai môi trường trên, ở pH no AsO
4
3-
có thể oxi hóa được I
-
biết E
0
I2/2I
-
= 0,54(V).
21
Giải: Đi với cặp oxi hoá - khử ny, có thể xảy ra phản ứng:
AsO
4

+ 2
0,059
lg[H ] =0,57+0,059.( -8)=0,098( V)
2

Như vậy, khi pH cng tăng thì thế tiêu chuẩn cng giảm, nghĩa l khả năng
oxi hoá của AsO
4
3-
giảm khi pH tăng, còn khả năng khử của AsO
3
3-
lại tăng cùng
với pH của dung dịch. Chnh vì thế, nên khi pH = 0, thì E
0
= +0,57(V), do đó ion
AsO
4
3-
có thể oxi hoá được I
-
lên I
2
, vì thế tiêu chuẩn của cặp I
2
/I
-
nhỏ hơn, bằng
+0,54 V.
AsO

3-
giảm đi chỉ còn 0,098 V.
AsO
3
3-
+ I
2
+H
2
O  AsO
4
3-
+ 2I
-
+ 2H
+
1.3.3.2. Ảnh hưởng của chất tạo phức
Khi dạng oxi hoá hoặc dạng khử của một cặp liên hợp tham gia vo phản
ứng tạo phức, thì cường độ oxi hoá - khử của chúng cũng thay đổi. Chúng ta hãy
xét các v dụ sau:
V dụ 1: Tnh thế oxi hoá - khử tiêu chuẩn điều kiện của cặp Fe
3+
/Fe
2+
trong
điều kiện khi dung dịch có dư F
-
để tạo phức FeF
6
3-

Khi có sự tạo phức:
Fe
3+
+ 6F
-
FeF
6
3-

3- 3-
3+
6 6
1-6
3+ - 6 - 6
1-6
[FeF ] [FeF ]
β =⇒[Fe ]=
[Fe ][F ]β .[F ]

Khi đó phản ứng sẽ l:
Fe
2+
+ 6F
-
FeF
6
3-
+ e
-
22

với ion Fe
3+
thì khả năng oxi hoá của Fe
3+
giảm đi, còn khả năng khử của ion
Fe
2+
lại tăng lên.
V dụ 2: Tnh thế oxi hoá - khử tiêu chuẩn điều kiện của cặp Co
3+
/Co
2+
, khi
trong dung dịch có dư lượng NH
3
để tạo phức Co(NH
3
)
6
3+
có
III 35,2
1-6
β =10
v
Co(NH
3
)
6
2+

v Co
2+
:
Co
3+
+ 6NH
3
Co(NH
3
)
6
3+
có :
3+
III 3+ III 3+ 6
3 6
1-6 3 6 1-6 3
3+ 6
3
[Co( NH ) ]
β =→[Co( NH ) ]=β [Co ].[NH ]
[Co ].[NH ]
Co
2+
+ 6NH
3
Co(NH
3
)
6

3 6 1-6
[Co( NH ) ]β
0,059 0,059 0,059 [Co ]
E =E + lg =E + lg + lg
1 [Co( NH ) ] 1β 1 [Co ]
(2)
Từ (1) v (2) suy ra: E
0
= E
0’
+ 0,059.(35,2 – 4,4) → E
0’
= 0.023(V)
Trong môi trường có dư NH
3
để tạo phức rất bền với ion Co
3+
v phức kém
bền với ion Co
2+
, thì khả năng oxi hoá của Co
3+
giảm đi trong khi đó khả năng
khử của Co
2+
tăng lên.
1.3.3.3. Ảnh hưởng của phản ứng kết tủa
Cũng ging như trường hợp trên, phản ứng kết tủa cũng lm thay đổi khả
năng oxi hoá - khử của các chất.
23

+
0,059 [Cu ]
E =E + lg
1 [Co ]
(1)
Khi có dư I
-
để tạo kết tủa CuI với ion Cu
+
:
Cu
+
+ I
-
CuI↓ T
CuI
= [Cu
+
][I
-
]
-
CuI
+
T
→[I ]=
[Cu ]
Cu
2+
+ I

→ E
0’
= E
0
- 0,059(-12) = 0,878(V)
Như vậy, khi có mặt I
-
thì khả năng oxi hoá của ion Cu
2+
tăng lên nhiều.
1.4. Nồng độ dung dịch
1.4.1. Nồng độ phần trăm (C%) :
(tỷ lượng chất tan tnh theo khi lượng).
L khi lượng (g) của chất tan có trong 100g dung dịch
Công thức : C%
Dung dich A
=
100
A
m
m
×
dungdichA
(2.1)
Chú ý : nng độ phần trăm cũng được biểu thị theo khi lượng (g) trong
một đơn vị thể tch (g/L).
1.4.2. Nồng độ phần triệu (Cppm)
L khi lượng (g) chất tan có trong 1 triệu gam dung dịch (hay khi lượng
gam chất tan trong 1 tấn dung dịch).
Công thức : C

Công thức : C
ppb

Dung dịch A
=.
dungdëchA
A
m
m
10
9
(2.4)
1.4.4. Nồng độ mol/L (C
M
): (tỷ lượng chất tan tính theo thể tích)
L s mol chất tan có trong 1 lt dung dịch
Công thức : C
M dung djch A
=
n
V
A
ddA
.
(V : lt) (2.5)
1.4.5. Nồng độ đương lượng gam (C
N
)
L s đương lượng gam chất tan có trong 1 lt dung dịch
Công thức : C

N
=
VM
Zm
A
A
.
.

S Z được xác định như sau :
- Trong phản ứng oxy hóa khử : Z l s electron trao đổi của bán phản ứng
oxy hoá khử.
- Trong phản ứng acid baz : Z l s proton H
+
hay OH
-
đã tham gia phản
ứng.
- Trong phản ứng trao đổi : Z l s điện tch cation hay anion trao đổi.
1.4.6. Nồng độ Molan (C
m
)
L s mol chất tan có trong 1000g dung môi
Công thức : C
m
=
dungmoi
A
m
n 1000

N
C
Ζ
(2.9)
25