Chỉ thị là Fe
3+
:
Fe
3+
+ SCN

= Fe(SCN)
2+
màu đỏ
Kỹ thuật tiến hành:

Buret: Dung dịch KCNS cần định lợng

Bình nón: V mL AgNO
3
đã biết nồng độ
2 mL HNO
3
đặc
2 mL phèn sắt amoni 10%

Chuẩn độ tới khi xuất hiện màu đỏ. Ghi thể tích KCNS đã dùng. Tính
kết quả.
d. Định lợng NaCl bằng AgNO
3
theo phơng pháp Fonha
Dùng AgNO
3
thừa chính xác đã biết nồng độ để kết tủa hết NaCl, sau
đó định lợng AgNO

3
đặc
Thêm nớc cất cho đến vạch, lắc đều. Để lắng, lọc qua 2 lần giấy lọc,
nớc lọc phải trong. Sau đó:

Buret: Dung dịch KCNS 0,05N

Bình nón: 50,00 mL nớc lọc ở trên
5 mL HNO
3
đặc
5 mL chỉ thị phèn sắt amoni 10%

Chuẩn độ cho tới khi xuất hiện màu hồng. Ghi thể tích KCNS 0,05N
đã dùng. Tính kết quả theo phơng pháp thừa trừ.
Ghi chú:
Phơng pháp này chỉ chính xác khi nồng độ của KCNS, AgNO
3
, NaCl
xấp xỉ bằng nhau. Vì thế phải định lợng sơ bộ dung dịch NaCl nh sau:

195

Buret: Dung dịch KCNS

Bình nón: 1 mL NaCl + 2 mL AgNO
3
+ 5 giọt HNO
3
đặc + 5 giọt chỉ thị

đã
dùng. Tính kết quả. Cho E
KI
= M = 166.
2. chuẩn độ tạo phức
2.1. Một số khái niệm cơ bản
Trong phần Phân tích định tính đã giới thiệu về phức chất, ở phần
này chỉ nhắc lại một số khái niệm dùng trong định lợng.
2.1.1. Định nghĩa
Cấu tạo của phức: gồm một nguyên tử trung tâm (còn gọi là nguyên tử
tạo phức) thờng là các kim loại và phối tử tạo thành cầu nội phức và đợc
viết trong dấu [ ], các ion trái dấu với cầu nội phức gọi là cầu ngoại phức
viết ở ngoài dấu [ ].
Thí dụ: [Ag(NH
3
)
2
]Cl
[Ag(NH
3
)
2
]
+
là cầu nội phức; Cl
-
là cầu ngoại phức.
Nếu phối tử là những phân tử hữu cơ liên kết với nguyên tử trung tâm
vừa bằng liên kết cộng hóa trị và vừa bằng liên kết phối trí (nh một số
nguyên tử O, N, S còn có những cặp điện tử tự do cha liên kết bỏ ra

+
+ Fe
3+
+ 2SO
4
2

+ 12H
2
O

Phức chất khi hòa tan vào nớc chỉ có cầu nội và cầu ngoại phân ly
hoàn toàn, cầu nội phức phân ly không hoàn toàn (ít phân ly).
Thí dụ: K
4
Fe(CN)
6
] 4K
+
+ [Fe(CN)
6
]
4-
Fe(CN)
6
4-
Fe
2+
+ 6 CN
-

Fe(CN)
K
+

=

Hằng số không bền:
[
]
[
]
[]

+
=
3
6
6
3
Kb
Fe(CN)
CN.Fe
K

Nh vậy: K
b
.K
Kb
= 1
Do đó với phức chất nếu hằng số bền (hằng số tạo phức) K

Hg
2+
+ Cl
-
với
[
]
[
]
[]
+
+
=
HgCl
ClHg
K

2
2Kb
.

197
Tổng HgCl
2
Hg
2+
+ 2Cl
-
với K
kb

nhận ra điểm tơng đơng.
Trong nhiều phản ứng tạo phức, chỉ một số ít phản ứng đáp ứng đợc
các yêu cầu trên. Vì vậy, thời gian đầu phơng pháp này ít đợc ứng dụng
rộng rãi. Trong số rất nhiều thuốc thử vô cơ, trong phân tích thể tích
thờng dùng hai phơng pháp chuẩn độ tạo phức sau:

Phơng pháp bạc: Dựa trên phản ứng tạo phức giữa Ag
+
và CN
-

Ag
+
+ 2CN
-
Ag(CN)
2
-

Phơng pháp thủy ngân (II): Dựa trên phản ứng tạo phức giữa Hg
2+

với các ion Cl
-
, Br
-
, I
-
, SCN
-

+
+ 2CN
-
Ag(CN)
2
-
với (K
b
=10
21
)
Lu ý: ,
++
=
AgAg
ME

=
CNCN
M2E
Chọn chỉ thị: Có thể dùng một trong hai phơng pháp sau:

Phơng pháp Liebig (dùng chỉ thị là chính thuốc thử): Nhận ra điểm
tơng đơng khi có d một giọt dung dịch AgNO
3
sẽ cho kết tủa
Ag[Ag(CN
2
)] xuất hiện.
Ag

-
, Cl
-
) là những phức
chất, do đó có thể dùng Hg
2+
để định lợng các anion này, theo phơng
trình tổng quát:
Hg
2+
+ 2X
-
HgX
2
Dung dịch chuẩn thờng dùng là Hg(NO
3
)
2
, Hg(ClO
4
)
2
, HgSO
4
.
Thí dụ 1: Có thể định lợng Cl
-
bằng Hg
2+
theo phản ứng:

-
+ Hg
2+
Hg(CNS)
2
-
Nhận ra điểm tơng đơng khi d CNS
-
sẽ có màu đỏ xuất hiện.
CNS
-
+ Fe
3+
FeCNS
2+
đỏ
u điểm của phơng pháp định lợng bằng Hg
2+
:

Có thể định lợng thẳng trong môi trờng acid.

Nhiều ion gây trở ngại cho phơng pháp định lợng bằng bạc theo
phơng pháp kết tủa (phơng pháp Mohr và Fonha) không có ảnh
hởng gì khi định lợng bằng Hg
2+
.

Hợp chất thuỷ ngân rẻ hơn hợp chất bạc tơng ứng.
Tuy nhiên phải luôn nhớ rằng muối thuỷ ngân rất độc, do đó khi định

nch
2
ch
2
hooc c h
2
n
ch
2
cooh
ch
2
cooh

Viết tắt là H
4
Y

Complexon III (chelaton, trilon B) là muối dinatri của EDTA
hooc c h
2
nch
2
ch
2
NaOOC c h
2
n
ch
2

H
2
Y
2-
+ H
+
với K
A2
= 10
-2,67
H
2
Y
2-
HY
3-
+ H
+
với K
A3
= 10
-6,16
HY
3-
Y
4-
+ H
+
với K
A4


, Y
4

phụ thuộc vào pH). Nhng dù phơng trình phản ứng khác
nhau xong có điểm chung là tỷ lệ về mol giữa EDTA và ion kim loại luôn là
1:1 và giải phóng ra toàn bộ H
+
có trong thành phần tồn tại của EDTA.
Thí dụ phản ứng tổng quát của ion kim loại M
n+
với EDTA nh sau:
M
n+
+ H
2
Y
2

MY
(n

4)
+ 2H
+
ở pH 4-6
M
n+
+ HY
3

Al
3+
+ H
2
Y
2

AlY

+ 2H
+
ở pH 5
Do đó, ta có: E
EDTA
= M
EDTA

++
=
nn
MM
ME

Nói chung phản ứng tạo phức càng thuận lợi trong môi trờng càng
kiềm, nhng cũng có khi phải duy trì ở môi trờng acid (nh Fe
3+
, Bi
3+
)
để tránh hiện tợng thủy phân, các ion trở ngại. Tuỳ theo độ bền của phức

số phân ly tơng ứng là pK
2
= 6,3 và pK
3
= 11,5. ở pH 7-10 chỉ thị có màu
xanh, phức chất với Mg
2+
, Zn
2+
, Pb
2+
có màu đỏ.
NN
OH
HO S
3
NO
2
OH
Murexid: C
8
H
8
O
6
N
6
.H
2
O (amoni purpurat)

. Sự phân ly nh sau:
H
4
Ind
-
H
+
+ H
3
Ind
2


2H
+
+ H
2
Ind
3

(Đỏ tím) (Tím) (Xanh)
ở pH = 11 murexid có màu tím (H
3
Ind
2

), tạo phức với Ca
2+
cho phức
màu đỏ (CaH


(Đỏ vang)
Khi nhỏ EDTA xuống, Mg
2+
tự do sẽ phản ứng trớc:
Mg
2+
+ HY
3

MgY
2

+ H
+
Lúc ấy màu của dung dịch vẫn không bị biến đổi. Gần điểm tơng
đơng, ta có sự cạnh tranh tạo phức:
HY
3

+ MgInd


MgY
2

+ HInd
2

(Đỏ vang) (Xanh)

Định lợng Mg
2+
bị đẩy ra bằng EDTA theo phơng pháp trực tiếp ở
trên. Từ đó tính ra lợng Ca
2+
.

Phơng pháp thừa trừ
Ngời ta định lợng bằng cách cho EDTA d chính xác vào dung dịch
chứa ion cần xác định, khi đó có phản ứng:
M
n+
+ HY
3

MY
(n

4)
+ H
+
Sau khi phản ứng xong, định lợng EDTA d bằng dung dịch Mg
2+

hay Zn
2+
đã biết nồng độ. Từ đó tính ra lợng M
n+
.
Phơng pháp này có lợi trong các trờng hợp:

Ba
2+
+ SO
4
2

BaSO
4

Sau đó hoặc định lợng cation còn lại trong nớc lọc, nớc rửa hoặc lọc
rửa tủa rồi hòa tan tủa trong EDTA d:
HY
3

+ BaSO
4
BaY
2

+ H
+
+ SO
4
2

Định lợng EDTA d bằng Mg
2+
hay Zn
2+
.

3
thừa sẽ cho kết tủa trắng
Ag
+
+ Ag(CN)
2

Ag[Ag(CN)
2
] trắng.

Phơng pháp Deniges: Thực hiện định lợng trong môi trờng NH
4
OH
với KI làm chỉ thị. Nhận ra điểm tơng đơng khi có kết tủa AgI màu
vàng.
Lu ý: Tính kết quả E
KCN
= 2M
KCN

204
Pha và xác định nồng độ dung dịch Hg(NO
3
)
2
0,1N
Thủy ngân (II) nitrat dễ hút ẩm, do đó không đạt tiêu chuẩn chất gốc.
Tính toán để pha nồng độ xấp xỉ 0,1N. Lu ý
2

sẽ có kết tủa
xuất hiện:
Hg
2+
+ [Fe(CN)
5
NO]
2

= Hg[Fe(CN)
5
NO]
b. Định lợng bằng complexon
Pha dung dịch complexon III chuẩn

Nếu có complexon III tinh khiết: Chỉ cần cân chính xác một lợng
complexon đem pha trong nớc thành dung dịch với thể tích xác định.
Ví dụ để pha 1 lít dung dịch complexon III 0,1M, cân chính xác 37,22
gam complexon III hòa tan trong nớc cho đủ 1 lít. Nếu complexon III
có bị hút ẩm thì đem sấy khô ở 150
o
C trớc khi cân pha.

Nếu không có complexon III tinh khiết thì ta chỉ pha đợc dung dịch
có nồng độ xấp xỉ. Sau đó xác định lại nồng độ (xem phần dới).
Xác định nồng độ dung dịch complexon III

Pha dung dịch MgCl
2
0,1M: Cân 4,032 gam MgO hòa tan trong một ít

Định lợng Ca
2+


Bằng complexon III trong môi trờng kiềm với chỉ thị murexid:
Murexid trong môi trờng kiềm có màu tím (H
2
Ind
3

), kết hợp với Ca
2+

tạo thành phức có màu đỏ (CaHInd

). Khi thêm complexon vào, ở gần điểm
tơng đơng có phản ứng cạnh tranh tạo phức:
HY
3

+ CaHInd

= CaY
2

+ H
2
Ind
3


phức của chỉ thị với Mg
2+
, giải phóng ra chỉ thị tự do có màu xanh.
Kỹ thuật tiến hành:
Buret: Complexon đã biết nồng độ
Bình nón: V mL nớc cần xác định
2 mL dung dịch đệm amoniac
0,1 g chỉ thị Đen eriocrom T (đã trộn NaCl)
Chuẩn độ đến khi màu đỏ chuyển xanh hoàn toàn. Ghi thể tích
complexon đã dùng. Tính kết quả.

206

Ghi chú: Độ cứng toần phần thờng đợc tính nh sau:
+ Độ cứng Đức: ứng với 1 gam CaO trong 100 lit nớc (nớc 4
o
: rất mềm;
nớc 4 - 8
o
: mềm; nớc 8 - 16
o
: nớc vừa; nớc 16 - 24
o
: nớc cứng).
+ Độ cứng Pháp: ứng với 1 gam CaCO
3
trong 100 lít.
Định lợng Fe
3+


Buret: dung dịch Mg
2+
đã biết nồng độ
Bình nón: 10,00 mL dung dịch Ba
2+
cần định lợng + chính xác 20,00
mL complexon đã biết nồng độ, lắc đều. Thêm 5 mL dung dịch đệm
amoniac, 0,1 g chỉ thị Đen eriocrom T (đã trộn với NaCl).
Chuẩn độ tới khi màu chuyển từ xanh sang chớm hồng. Ghi thể tích
Mg
2+
đã dùng. Tính kết quả.
Định lợng SO
4
2

(phơng pháp gián tiếp)
Cho BaCl
2
d để kết tủa hoàn toàn SO
4
2

:
Ba
2+
+ SO
4
2


Chuẩn độ đến khi màu chuyển từ đỏ sang xanh hoàn toàn. Ghi thể
tích complexon đã dùng. Tính kết quả.
bài tập (bài 6)
6.1. Thế nào là tích số tan. ý nghĩa của nó.
6.2. Thế nào là độ tan. ý nghĩa.
6.3. Trình bày nguyên tắc chung của phơng pháp kết tủa.
6.4. Nguyên tắc, điều kiện, cách tiến hành của phơng pháp định
lợng bằng bạc:
- Theo phơng pháp Mohr
- Theo phơng pháp Fonha
- Theo phơng pháp Faian.
6.5. Hãy so sánh độ tan trong nớc của tủa AgCl (có T
AgCl
= 10
-10
) với
tủa Ag
2
CrO
4
(có ).
12
CrOAg
10.2T
42

=
6.6. Dung dịch HCl có pH = 4. Nếu thêm 1 mL dung dịch AgNO
3
10

3
0,02018 N. Lọc, rửa kết tủa. Định lợng toàn bộ nớc lọc
và nớc rửa hết 15,17 mL KCNS 0,05012 N với chỉ thị Fe
3+
. Giải
thích cách định lợng, tính pH của dung dịch HCl đem định lợng.
6.10. Định nghĩa phức chất, cách gọi tên phức chất.
6.11. Phân biệt phức chất với muối thờng, muối kép, ion phức tạp.
6.12. Hằng số bền của phức và ý nghĩa.
6.13. Nguyên tắc chung của chuẩn độ tạo phức.
6.14. Thế nào là chỉ thị màu kim loại? Điều kiện áp dụng trong chuẩn
độ bằng complexon.
6.15. Hãy nêu các kỹ thuật chuẩn độ bằng complexon.
6.16. Trình bày cách xác định độ cứng của nớc bằng phơng pháp
complexon.
6.17. Chuẩn độ 50,00 mL dung dịch Na
2
H
2
Y (có mặt của dung dịch
đệm amoniac) với chỉ thị Đen eriocrom T hết 32,05 mL dung dịch
Mg
2+
0,045 M. Viết phơng trình phản ứng định lợng và tính
nồng độ M của dung dịch complexon III trên.
6.18. Chuẩn độ 100,0 mL nớc (có mặt hệ đệm amoniac) với chỉ thị
Đen eriocrom T hết 8,50 mL complexon III 0,01 M. Hãy giải
thích cách định lợng và tính độ cứng theo độ Đức của nớc đem
định lợng.
6.19. Lấy 10,00 mL dung dịch Ba

2. Trình bày đợc nguyên tắc, điều kiện ứng dụng, tính đợc kết quả của các
phơng pháp định lợng bằng permanganat, iod, bromat và nitrit.
1. một số khái niệm cơ bản
1.1. Định nghĩa

Chất oxy hóa là chất có khả năng nhận electron (điện tử).

Chất khử là chất có khả năng cho điện tử.

Cặp oxy hóa khử liên hợp: một chất oxy hóa sau khi nhận điện tử để
trở thành chất khử và gọi là chất khử liên hợp với nó. Tổ hợp của hai
dạng oxy hóa và khử liên hợp tạo thành cặp oxy hóa khử liên hợp
(oxh/kh) và đợc biểu diễn qua cân bằng sau:
Ox

h + ne kh

Phản ứng oxy hóa khử là phản ứng trao đổi điện tử giữa các chất oxy
hóa và chất khử: chất khử nhờng điện tử và bị oxy hóa thành dạng
oxy hóa liên hợp, chất oxy hóa thu điện tử và bị khử thành dạng khử
liên hợp.
a oxh
1
+ b kh
2
= c kh
1
+ d oxh
2
1.2. Cờng độ của chất oxy hóa và chất khử

-1
)
T: nhiệt độ tuyệt đối
F: là điện tích Faraday (96 500C)
E
o
: là thế oxy hóa khử tiêu chuẩn của cặp
ở 25
o
C chuyển sang dạng logarit thập phân có:

[
]
[]
oxh
kh
lg
n
0,059
EE
0
=

Đối với hệ tổng quát: a oxh + bB ++ ne ' c kh + dC +
Có
[
]
[
]
[][]

+ 2H
2
O
Thì
[][]
4
-
4
0
MnO
MnO
HMnO
1
.lg
3
0,059
EE


2
4
+
=

Với cặp
2
2
2O
O
:


1.3. Cân bằng phơng trình phản ứng oxy hóa khử
Có nhiều cách cân bằng phản ứng oxy hóa khử, trong tài liệu này
chúng tôi trình bày cách cân bằng sau:

Trớc hết, để cân bằng đợc phơng trình phản ứng oxy hóa khử cần
phải biết đợc các chất tham gia phản ứng và sản phẩm của phản ứng
dựa trên cơ sở xét chiều hớng của phản ứng.

211
Chiều hớng của phản ứng đợc xác định nh sau: Trong các điều
kiện nh nhau nếu cặp oxy hóa khử nào có điện thế lớn sẽ oxy hóa đợc cặp
oxy hóa khử kia nghĩa là phản ứng xảy ra giữa chất oxy hóa của cặp có
điện thế lớn với chất khử của cặp có điện thế nhỏ. (Thông thờng có thể
dựa vào thế oxy hóa khử tiêu chuẩn E
o
để dự đoán chiều phản ứng).

Các bớc cân bằng phơng trình: 4 bớc:
+ Bớc 1: Viết các chất tham gia phản ứng và các chất tạo thành với
dạng thực của nó vào 2 vế của phơng trình.
Thí dụ: Phản ứng giữa K
2
Cr
2
O
7
và FeSO
4
thực chất là phản ứng giữa

3+
+ Bớc 2: Cân bằng hoàn chỉnh cho từng cặp oxy hóa khử nghĩa là
cân bằng về trao đổi điện tử, cân bằng về điện tích (tổng điện tích
dơng bằng tổng điện tích âm), cân bằng về số nguyên tử.
Với cặp Fe
3+
/Fe
2+
có: Fe
2+
- e Fe
3+
Với cặp Cr
2
O
7
2-
/2Cr
3+
có: Cr
2
O
7
2-
+ 6 e + 14 H
+
2 Cr
3+
+ 7 H
2

6 Fe
2+
+ Cr
2
O
7
2-
+ 14 H
+
= 6 Fe
3+
+

2 Cr
3+
+ 7 H
2
O
+ Bớc 4: Viết phơng trình phân tử bằng cách thêm các ion tham gia
phản ứng còn thiếu vào 2 vế của phơng trình:
6FeSO
4
+ K
2
Cr
2
O
7
+ 7H
2

212

Nếu dùng dung dịch chuẩn là chất oxy hóa ta có thể định lợng các
chất khử nh Na
2
S
2
O
3
, Fe
2+
, I
-
Nếu dùng dung dịch chuẩn là chất
khử có thể định lợng các chất oxy hóa nh I
2
, KMnO
4
, KBrO
3
Có
những chất không có tính oxy hóa hoặc khử nhng có khả năng phản
ứng hoàn toàn với chất oxy hóa hay chất khử (thờng thành chất kết
tủa hoặc phức chất) cũng có thể định lợng bằng phơng pháp oxy hóa
theo cách gián tiếp.

Yêu cầu tối thiểu cho một phản ứng dùng trong chuẩn độ oxy hóa khử
phải là:
+ Phản ứng phải đủ nhạy và xảy ra theo chiều cần thiết
+ Phản ứng phải xảy ra hoàn toàn và có tính chọn lọc cao

= 5Fe
3+
+ Mn
2+
+ 4H
2
O
Nếu để MnO
4
-
ở trên buret, lúc đầu cho MnO
4
-
vào dung dịch định
lợng ta thấy màu MnO
4
-
bị mất do tham gia phản ứng định lợng. Nhng
khi quá tơng đơng, chỉ cần d một lợng rất nhỏ KMnO
4
ta thấy có màu
hồng của MnO
4
-
. Nh vậy MnO
4
-
vừa là dung dịch chuẩn (thuốc thử) vừa
đóng vai trò chất chỉ thị.
Thực tế chỉ thị loại này nhiều và cho kết quả khá tốt.

:
MnO
4
-
+ 5e + 8H
+
= Mn
2+
+ 4 H
2
O

(Màu hồng) (Không màu)
Thế oxy hóa khử tiêu chuẩn E
0

= 1,51V

Trong môi trờng trung tính, kiềm, MnO
4
-
bị khử đến MnO
2

MnO
4
-
+ 3e + 2H
2
O = MnO

4
: khi còn MnO
4
-

dung dịch có màu hồng, khi hết MnO
4
-
dung dịch không màu.

214
2.3.2. Phơng pháp định lợng bằng iod
a. Đặc điểm chung của phơng pháp:
Cơ sở của phơng pháp định lợng bằng iod là dựa trên quá trình oxy
hóa khử của cặp I
2
/ 2I
-
:
I
2
+ 2e 2I
-
Thế oxy hóa khử tiêu chuẩn E
0
= 0,54 V (ở vào khoảng giữa của bảng
thế oxy hóa khử tiêu chuẩn)

Những chất có E
o

S
2
O
3
đã biết
nồng độ, từ đó tính đợc chất oxy hóa cần xác định.
Xác định các acid:
Khi ấy dựa trên phản ứng:
IO
3-
+ 5I
-
+ 6H
+
= 3 I
2
+ 3H
2
O
Phản ứng tiêu thụ H
+
và giải phóng một lợng tơng đơng I
2
. Định
lợng I
2
này bằng dung dịch Na
2
S
2

Vì vậy thờng chỉ định lợng trong môi trờng trung tính hoặc kiềm
yếu bằng cách cho thêm vào dung dịch cần định lợng một ít NaHCO
3
(không nên cho NH
4
OH vì có thể tạo thành I
3
N là chất dễ gây nổ).

Khi chuẩn độ I
2
bằng Na
2
S
2
O
3
, cần phải cho hồ tinh bột vào lúc gần
kết thúc định lợng (tức là khi đó còn ít iod trong dung dịch, dung
dịch có màu vàng nhạt). Nếu làm ngợc lại, tinh bột sẽ hấp phụ một
phần I
2
và nhả I
2
rất chậm. Mặt khác, tinh bột còn có thể khử đợc
một vài chất oxy hóa mạnh. Do đó định lợng sẽ có sai số lớn.

Khi định lợng các chất oxy hóa bằng phơng pháp iod, cần phải cho
thừa KI để phản ứng giữa KI và chất oxy hóa xảy ra hoàn toàn và khi
I

O
2.3.3. Phơng pháp định lợng bằng bromat
Dựa trên khả năng oxy hóa của BrO
3
-
trong môi trờng acid:
BrO
3
-
+ 6H
+
+ 6e = Br
-
+ 3 H
2
O
Thế oxy hóa khử tiêu chuẩn E
o

= 1,45 V
Phơng pháp này thờng đợc áp dụng để định lợng các chất khử
nh As
3+
, Sb
3+
, hydrazin trong môi trờng acid.
Điểm tơng đơng đợc xác định dựa vào phản ứng sau: BrO
3
-
d sẽ

Dựa trên khả năng oxy hóa của Br
2
:

216
Br
2
+ 2 e 2 Br
-
Với thế oxy hóa khử tiêu chuẩn E
o
= 1,70 V
Để thu đợc dung dịch Br
2
có nồng độ xác định, ta cho một lợng d
KBr phản ứng với một lợng xác định KBrO
3
chuẩn trong môi trờng acid
theo phơng trình phản ứng:
BrO
3
-
+ 5Br
-
+ 6H
+
= 3Br
2
+ 3H
2

+
R-N
+ HClHONO

+
R-NH
2
+
2H O
2

Để nhận ra điểm tơng đơng của phản ứng này, có thể dùng chỉ thị
theo hai cách:

Chỉ thị ngoại: Khi thừa nitrit, nitrit sẽ làm xanh giấy tẩm hồ tinh bột
có iodid, do nitrit oxy hóa iodid, giải phóng I
2
theo phơng trình:
2NO
2
-
+ 2I
-
+4H
+
= 2NO + I
2
+ 2H
2
O

, H
2
C
2
O
4
.2H
2
O
KBrO
3
1,44 KBrO
3
Ce
+4
1,44 Na
2
C
2
O
4
, As
2
O
3
, H
2
C
2
O
Bảng 6.2. Một số chất khử thờng dùng
Chất khử Thế oxy hóa khử tiêu chuẩn E
o
(V) Chất gốc
Muối Mohr 0,77 K
2
Cr
2
O
7
As
2
O
3
0,57 As
2
O
3
Na
2
S
2
O
3
0,09 KIO

4
:
KMnO
4
+ 10FeSO
4
+ 8H
2
SO
4
= 5Fe
2
(SO
4
)
3
+ 2MnSO
4
+ K
2
SO
4
+ 8H
2
O

392,14ME
278,01ME
O.6H)Fe(SO)(NH
O.7HFeSO

2
vừa có tính oxy hóa vừa có tính khử:

218
+
Là chất oxy hóa: O
2
2-
+ 4H
+
+ 2e = 2H
2
O
+ Là chất khử: O
2
2-
- 2e = O
200517
2
M
E
22
OH
,==

Đối với H
2

2
phân huỷ sẽ cho 1/4 mol oxy

hay ứng với 22,4/4= 5,6 lít
oxy nồng độ theo thể tích oxy =
5,6N
22
OH
ì
lít oxy

Khi H
2
O
2
định lợng bằng KMnO
4
là dựa trên tính khử của nó theo
phản ứng:
2MnO
4
-
+ 5H
2
O
2
+ 6H
+
= 2Mn
2+

4
I
2
giải phóng ra:
I
2
+ 2 Na
2
S
2
O
3
= Na
2
S
4
O
6
+ 2 NaI
Kỹ thuật tiến hành:
- Buret: Dung dịch Na
2
S
2
O
3
đã biết nồng độ
- Bình nón: V mL H
2
O

O
3
bằng dung dịch chuẩn I
2
theo phơng trình
phản ứng:

219