TRƯỜNG ĐẠI HỌC sư PHẠM HÀ NỘI 2 KHOA HÓA HỌC
===£Qy3oa===
ĐINH THỊ GIANG
NGHIÊN CỨU XÁC ĐỊNH HẰNG SỐ
PHÂN LY AXIT TRONG MỘT SỐ
THUỐC THỬ Hữu cơ
KHÓA LUẬN TỐT NGHIỆP ĐẠI HỌC
• • • •
Chuyên ngành: Hóa Phân tích
Người hướng dẫn khoa học
ThS. NGUYỄN VĂN ANH
HÀ NỘI - 2015
MỤC LỤC
LỜI CẢM ƠN
Em xin bày tỏ lòng biết ơn sâu sắc tới thầy giáo Thạc Sĩ Nguyễn Văn Anh đã
tận tình dìu dắt và hướng dẫn em trong suốt quá trình thực hiện đề tài nghiên cứu.
Em xin chân thành cảm ơn các thầy cô giáo trong bộ môn Hóa Phân Tích cũng
như trong khoa Hóa -ĐHSPHN2 và gia đình, bạn bè đã nhiệt tình giúp đỡ, tạo điều
kiện thuận lợi cho em để bài khóa luận này được hoàn thành.
Hà Nội, Ngày
lực
ion
củaBromthymol
xanh ở
lực
ion
1= 0.1 ...31
3.2.2.
Xác định hằng số phân ly axit
I =0,2 ...34
3.2.3.
Xác định hằng số phân ly axit
ĩ=0,4 ....37
3.3.Xác định hằng số phân ly axit
củaBromcresol xanh bằng phương pháp
Bảng 1.1: Giá trị pKa của các axit trong axỉt axetic (CH3 COOH) và trong
cứu xác định hằng số phân ly axit trong một số thuốc thử hữu cơ”.
Vì điều kiện không cho phép nên em chọn nghiên cứu xác định hằng số phân
ly axit của một số thuốc thử hữu cơ đó là phenolphtalein, bromthymol xanh,
bromcresol xanh.
2. Mục đích nghiên cứu
8
Dựa trên những cơ sở kiến thức về phương pháp chuẩn độ điện thế để xác định
hằng số phân ly axit của một số thuốc thử hữu cơ trong đó thiên về thuốc thử axit bazơ.
3. Nhiệm yụ nghiên cứu
- Tìm hiểu lý thuyết axit - bazơ
- Nghiên cứu các phương pháp xác định hằng số phân ly axit bằng phương
pháp chuẩn độ điện thế
- Xác định được hằng số phân ly axit của các thuốc thử hữu cơ bằng phương
pháp chuẩn độ điện thế và ở 3 lực ion khác nhau: 1=0,1; 0,2; 0,4.
- Xác định hằng số phân ly axit của các thuốc thử hữu cơ Bromthymol xanh,
Bromcresol xanh và Phenolphtalein bằng phương pháp ngoại suy đồ thị ở nhiệt độ
phòng thí nghiệm và ở lực ion bằng không.
4. Đối tượng nghiên cứu
- Khái niệm axit - bazơ.
- Hằng số phân ly axit của Phenolphtalein.
- Hằng số phân ly axit của Bromthymol xanh.
- Hằng số hân ly axit của Bromcresol xanh.
5. Phương pháp nghiên cứu
Phương pháp chuẩn độ điện thế.
CHƯƠNG 1: TÓNG QUAN
1.1.Cân bằng và hoạt độ
định những điều
kiện diễn biến của quá trình và điều kiện cân bằng của hệ người ta không thể dùng
nồng độ mà nồng độ được thay thế bằng hoạt độ.
1.1.2.
Hoạt độ và hệ sổ hoạt độ
1.1.2.1.
Định
nghĩa, ỷ nghĩa của hoạt độ và hệ số hoạt độ
Hệ số hoạt độ là đại lượng cho biết sự sai
lệch giữa trạng thái lý tưởng và
trạng thái thực của dung dịch nghiên cứu, đồng thời cho phép thực hiện được các
phép tính nhiệt động cho hệ thực khi giữ nguyên các phương trình nhiệt động cơ
bản dùng cho hệ lí tưởng.
Hoạt độ thường được kí hiệu là a và được đo bằng đơn vị dùng để đo nồng độ.
Hoạt độ liên hệ với nồng độ c bởi hệ thức: a=f.c, trong đó f là hệ số hoạt độ, nó xác
định mức độ ảnh hưởng cùa tương tác giữa các ion với nhau. Trong dung dịch loãng
của chất điện ly yếu, tương tác không đáng kể, hệ số hoạt độ f= 1 và hoạt độ bằng
nồng độ (c=a).
Hệ số hoạt độ phản ánh lực tương tác tĩnh điện giữa các ion trong dung dịch.
Vì vậy hệ số hoạt độ không chỉ phụ thuộc vào nồng độ và điện tích của một ion chất
điện ly trong dung dịch mà còn phụ thuộc vào nồng độ và điện tích của mọi ion có
trong dung dịch (bởi vì mọi ion có trong dung dịch đều tham gia vào tương tác tĩnh
dung môi và bằng đơn vị.
-
Các chất rắn hoặc lỏng nguyên chất nằm cân bằng với dung dịch đều có hoạt
độ bằng đơn vị.
-
Các chất khí nằm cân bằng với dung dịch đều có hoạt độ (hoạt áp) bằng áp
suất riêng phấn của mỗi khí.
-
Hoạt độ của mỗi cấu tử trong hỗn hợp chất lỏng gần bằng phân số mol của
từng cấu tử.
- Chấp nhận hệ số hoạt độ của các phân tử trung hòa điện bằng 1.
1.1.2.2. Hệ sổ hoạt độ của các ion riêng biệt
1
1
Mỗi ion đều có hệ số hoạt độ của từng ion riêng biệt nhưng khái niệm hệ số
hoạt độ của từng ion riêng biệt thường được coi là “không có ý nghĩa vật lý”, cho
nên chúng ta thường dùng khái niệm hệ số hoạt độ trung bình.
Mặc dù vậy, khi giải quyết các bài toán có liên quan tới nghiên cứu cân bằng
trong dung dịch, nhiều bài toán của hóa học phân tích, sinh học,... đòi hỏi phải biết
giá trị của các hệ số hoạt độ của từng ion riêng biệt chứ không phải đại lượng trung
NaOH
+
OH‘
+
NH 4OH
NH4
+
OH'
Nhưng định nghĩa này không tổng quát vì chỉ áp dụng cho một số loại chất và
khi dung môi là nước.
Năm 1923, nhà hóa học Đan Mạch Bronsted đã đề nghị một định nghĩa tổng
quát hơn như sau:
Axit là chất có khả năng cho proton (H + ) và bazơ là chất có khả năng nhận
proton (H + ).
1
2
Ví dụ:
Axit: HC1
Mỗi cặp axit - bazơ liên hợp có thê được biểu diễn bằng hệ thức sau:
Proton không có khả năngtồn tại ở trạng thái tự do, vì vậy một sốchất chỉ the
hiện rõ tính axit hay tính bazơ trong môi trường cókhả năng cho hay nhận
proton
Khi hòa tan một axit hay bazơ vào nước thì sẽ có các phản ứng:
Axit
H2o
Bazơ
H3o
Bazơ Ví
H2o
Axit
OH'
H3oH
dụ:
CH3COOH
+
HS'
CH 3 COCT
+
H9o
NH 3 +
NH/
+
+
H 3O h
H3oH
OH‘
OH'
OH'
+
Theo quan niệm cổ điển thì NH 4 không phải là axit và HS’ không phải là bazơ
mà là cation và anion của những muối thủy phân. Nhưng theo định nghĩa Bronsted
thì NH 4 + là axit và HS' là bazơ và phản ứng chính là phản ứng của axit NH/ hay
bazơ HS' với H 20.
Tùy theo bản chất của dung môi, một chất có thể thể hiện tính axit hoặc thể
định nghĩa của Arrhenius và Bronsted
1.2.2.
Cường độ của axit và bazơ. Hằng số axỉt KA và hằng số bazơ
KB ì.2.2.1. Hằng số axit KA
Nước là dung môi có thế cho hoặc nhận proton. Một axit khi hòa tan vào nước
sẽ nhường proton cho nước theo phản ứng:
A+
H20
^ A + OH'
(1.3)
Bazơ càng mạnh, tức là nhận proton của nước càng nhiều hay càng dễ nhận
proton.Cân bằng (1.3) dịch chuyển về bên phải càng nhiều, tức là:
KJA]x[OH-]
[B]x[H20]
của nó càng lớn. Trong các dung dịch, nồng độ loãng, [H 2 OJ được coi là không đổi,
nên ta có thế viết:
Kx[H 2 0] =
[A] X
[OH~ ] [B]
(1.4)
K b được gọi là
hằng số bazơ, biểu
thị cường độ của
bazơ, vì K B càng lớn
thì bazơ càng mạnh.
Người
ta
chất của dung môi
trong đó chúng được
hoà tan. Dựa vào
khả năng trao đổi
proton, có thể chia
các dung môi thành
ba loại chính như
sau:
a. Các
dung
môi có khả năng
proton phân.
Ví dụ : nước ,
amoniac, axit axetic
+ OH'
2H 2 0
Các dung môi thuộc
loại này chia thành
H3o+
ba phân nhóm:
- Các
proton
phân
nhưng có thể hiện
proton như piridin,
axeton. Phân tử của
những dung môi loại
này chứa nguyên tử
nitơ(N),
(O)
hoặc
oxi
có
cặp
còn
electron tự do dễ
nhận proton nên thể
hiện tính bazơ.
c. Các
dung
môi trơ: là các dung
Khả
năng ion hóa của
một dung môi đặc
trưng bằng hằng số
điện
môi của nó.
Bronsted
đã
phân loại các dung
môi dựa vào ba tính
chất của chúng là
khả năng ion hóa,
khả
năng
cho
proton (tính axit) và
khả
năng
nhận
dùng đại
lượng hằng số
axit - hằng số
bazơ.
Ví dụ: Đối với axit
HA trong dung môi
S:
SH+
+
A'
HA + s
7777:
(HA)
Đối với bazơ
trong dung môi S:
SH
B + s
càng lớn.
Dung môi axit
là những dung môi
có khả năng cho
proton của mình. Vì
vậy trong các dung
môi đó số chất thể
hiện tính axit giảm,
số chất thể hiện tính
bazơ tăng lên.
Ví dụ: Trong
axit axetic nguyên
chất
thì
các
cacboxylic
axit
không
thế hiện tính axit các axit mạnh trong
nước lại trở thành
các axit yếu trong
dung môi này (có
pK a
fomic tuy có tính
axit mạnh hơn axit
axetic nhưng lại ít
làm giảm cường độ
của các axit vô cơ
hơn axit axetic. Vì
axit fomic có khả
năng ion hoá chất
tan cao hơn ( £ =
57).
Bảng
1.1:
Giá
trịpKa của các axit
trong
axít
axetỉc
(CH3COOH) và trong
xit
ic
axitfomic (HCOOH).
thê hiện tính bazơ
yêu hay không thê
hiện tính bazơ, có
thể trở thành bazơ
mạnh
hay
yếu
trong các dung môi
axit.
Trong
các
dung môi có tính
axit cao và có khả
năng ion hoá cao
thì tính bazơ của
các chất tan trong
đó tăng mạnh.
Bảng 1.2: Các giá
trịpKb của các bazơ
trong nước và trong
các dung môi khác
nước
Bazơ
0,58
4,5
9,54
icolin
7,52
-
4,32
9,51
eriđin
2,80
-
4,4
9,50
6,9
10,87
Trong
các
dung môi có tính
bazơ, cường độ của
các axit yếu tăng
lên, nhiều axit yếu
trở thành axit mạnh.
Giá trị pKa của đa
số các axit trong
amoniac lỏng biến
thiên trong giới hạn
từ 2,5 - 4,4. Đồng
thời vói tính bazơ
thì khả năng ion
hoá cũng ảnh hưởng
tới cường độ axit và
bazơ.
Copyright: Tài liệu đại học ©