phuong phap

1

PHƯƠNG PHÁP KẾT TỦA

Antoine Lavoisier

(1743 – 1794)

ĐL bảo toàn khối lượng

2

MỤC TIÊU

1. Giải thich được biêu thưc tính tich sô tan, đô tan và y

nghia cua no trong phân tich.

2. Trinh bày được cac yêu tố ảnh hương đên đô tan cua

chât điên ly it tan và tinh được đô tan cua chât đo trong

cac điêu kiên cu thê.

3. Trinh bày được hiên tượng hâp phu khi chuân đô theo

phương phap bac.

4. Trinh bày được nguyên tăc, điêu kiên tiên hành và ưng

dung cua 3 phương phap: Mohr, Fajans, Volhard.

3

NỘI DUNG

1. LÝ THUYẾT VỀ SỰ KẾT TỦA

1.1. Tich số tan.

1.2. Đô tan – Cach tinh đô tan

1.3. Cac yêu tố ảnh hương đên đô tan

2. ĐỊNH LƯỢNG BẰNG PHƯƠNG PHÁP KẾT TỦA

2.1. Nguyên tăc chung

2.2. Phân loai

2.3. Yêu cầu đối với phản ưng trong phương phap kêt tua

2.4. Phương phap bac

4

1. LÝ THUYẾT KẾT TỦA

Phản ưng kêt tua là phản ưng

tao thành chât răn tư cac chât

tan trong dung dich. Trong qua

trinh phân tich đinh tinh, đinh

lượng ta thương phải sư dung

đên phản ưng kêt tua đê tach

riêng cac ion phân tich khoi

cac ion khac

5

1. LÝ THUYẾT KẾT TỦA

• Stoichiometry: stoicheion (meaning "element") and

metron (meaning "measure")

• Sự bảo toàn khối lượng là sự liên quan đinh lượng giữa

các thành phần trong phản ưng hóa học

• 2H2O = H3O+ + OH-

K[H20]2 = Kw = [H3O+][OH-] = 1,01 x 10-14 (25 oC)

[H3O+] = [OH-] =

710Kw

6

1. TÍCH SỐ TAN (T) (KSP = Solubility product constants)

Theo đinh luât bảo toàn khối lượng (stoichiometry) khi cân

băng được thiêt lâp, trong dung dich nước bao hoa

ABHoa tan

Kêt tua

A+ + B-

Tua Dung dich

AgClHoa tan

Kêt tua

Ag+ + Cl-

Tua Dung dich

AgCl

ClAgK AgCl

7

1.TÍCH SỐ TAN (T)

[Ag+] x [Cl- ] = KAgCl x [AgCl] = hăng số

= TAgCl

Vi du:

TAgCl = 1,8 x 10–10

TAgBr = 5,0 x 10–13

TAgI = 8,3 x 10–17

8

1.TÍCH SỐ TAN (T)

nmBA

nmmn TBA Hăng số

nmmn

BA BATnm

n

B

m

ABA mnnm

aaT

:a , n

B -m

m

Ana hoat đô cua ion An+, Bm-

Tổng quat với chât điên ly it tan AmBn (m, n: số ion trong phân tư)

AmBn mAn+ + nBm-

• Dung dich rât loang < 10-4 M:

• Tổng quat:

9

1. TÍCH SỐ TAN (T)

Ý NGHIÃ TRONG PHÂN TÍCH

KSP

(T)

10


Ý NGHIÃ TRONG PHÂN TÍCH KSP

(T)

11


Ý NGHIÃ TRONG PHÂN TÍCH

• TAmBn = [A]m x [B ]n

m, n: sô ion tương ứng tạo thành khi phân ly 1 phân tử.

• [A]m x [B ]n > TAmBn thì hợp chất it tan AmBn tách ra ở

dạng kết tủa (muôn có kết tủa).

• [A]m x [B ]n < TAmBn thì kết tủa AmBn bị hòa tan (muôn kết

tủa tan được).

12

2. ĐỘ TAN (S)

• S: đô tan tinh theo mol/l, g/l

• Đối với chât điên ly it tan dang AB (cùng hoa tri): AgCl, BaSO4

AB A+ + B-

Vd: Đô tan AgCrO4 trong nước (25 oC) = 0,0435 g/l , tính T AgCrO4

2.1 Đô tan trong nước nguyên chất

BAT

T]B[]A[S

AB

ABAB

13

2. ĐỘ TAN (S)

2.1 Đô tan trong nước nguyên chất

55 32

342

33

2242

4

108/3.2/ S 3,n 2,m :)(SOAl

4/.12

T S 1,n 2,m :SONa

1,n 1,m :CaSO

TT

T

TS

• Đối với chất điện ly ít tan dạng AmBn (không cùng hóa trị):

Ag2CrO4

AmBn mAn+ + nBm- nmnm

BA

nm

TS nm

14

Đôi với chất điện ly dạng AB, phương trình Debye-Huckel

2.2 Đô tan chất điện ly trong nước khi kể tới hệ sô hoạt đô f

22 fSfBfAaaTBABAAB

2f

TS AB

ABTf

S1

2. ĐỘ TAN (S)

A

AZf

3,31

..51,0log

2

Hệ sô hoạt đô f phụ thuôc: A : đường kinh ion (nm)

• : lực ion của dung dịch;

• ZA : điện tich của ion A; ZB : điện tich của ion B

)].[].([5,0 22

BA ZBZA

15


2. ĐỘ TAN (S)

( f )

16


lglMS

Tff

TS AB

AB

/14,2/10.05,1

10.6,0).57,0/1(10.6,3)57,0/1(1

3

35

2

2. ĐỘ TAN (S)

Tinh đô tan cua SrCrO4 băng g/l ơ 25 0C

57,0,106,3 5

4 fTSrCrO

17

M(OH)2 (răn) M2+ + 2OH-

x mol x mol 2x mol

2H2O H3O+ + OH-

M2+ OH-2 = T (9.1)

H+ OH- = KW (9.2)

Nêu như hydroxyd đu tan, theo ĐL bảo toàn khối lượng:

2M2+ OH-

(9.1) M2+.(2[M2+)2 = T 4M2+3 = T

2.3 Đô tan của hydroxyd kim loại trong nước

2. ĐỘ TAN (S)

121212

nmBATS

32 4/][ TMS

18

Khi đô tan cua M(OH)2 qua thâp, đai lượng 2[M2+] trơ nên nho

hơn [H3O+] : H+ OH- = 1,00. 10

-7

(9.1) M2+ = T/OH-2

= T / (1,00 .10-14

) = S


2. ĐỘ TAN (S)

19

Zn(OH)2(r) Zn2+(aq) + 2OH- (aq) T = 4,5.10-17

Zn(OH)2(r) Zn2+(aq) + 2OH- (aq)

x mol x M 2x M

[Zn2+].[OH-]2 = (x)(2x)2 = 4x3 = 4,5 .10-17

x3 = 11.10-18

x = 2,2.10-6 S = [Zn]2+ = 2,2.10-6 M/l

=2,2.10-4 g Zn(OH)2/L


2. ĐỘ TAN (S)

Vi du 1: hydroxyd dễ tan

20


2. ĐỘ TAN (S)

Fe(OH)3 (răn) Fe3+ + 3OH-

2H2O H3O+ +OH-

Fe3+ OH

-3= T = 2.10

-39

H3O

+ OH- = 1,0.10

-14

Gia thiêt

OH- 3Fe3+ = 3 x (9,27.10-11) = 3.10-10 (i.e. [H3O+] = 3,3.10-5 )

Trong dung dich phân ly đê trung hòa điên tích:

H3O+ = OH- = 1,0.10-7 18

37

393 10.2

)10.00,1(

10.2

FeS

Vi du 2: hydroxyd khó tan

21

3. CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN ĐỘ TAN

3.1 Ảnh hưởng của ion chung cùng tên:

Thêm ion cung tên gây ảnh hương lớn

đên đô tan cua chât điên ly it tan, và co

khả năng làm cho sự kết tủa tướng răn

hoàn toàn hơn, nghĩa là đô tan giảm.

(a): AgCH3COO kêt tua trong dd bảo hòa

(b): AgCH3COO kêt tua tăng lên khi thêm dd

AgNO3 1M vào

(a) (b)

22

- Tính SAgCl trong dung dịch NaCl 0,1M. Biết TAgCl = 1,7 x 10-10

lMS OH /103,1107,1 510

2

9

1

10

10

10.7,110

107,1

][][

107,1

du

ABNaCl

AgCl

Cl

TAgS

TClAg

lan. 7647107,1

103,19

5

3. CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN ĐỘ TAN

3.1 Ảnh hưởng của ion chung cùng tên:

Đô tan giảm 7647 lần,

kêt tua tăng

23

3.2. Ảnh hưởng của ion không cung tên (hiệu ứng muôi)

Đô tan của môt sô muôi it tan sẽ tăng khi có các muôi tan

khác không có ion chung với chúng do lực tương tác giưa

các ion tăng lên, hệ sô hoạt đô f giảm xuông dân đến S của

chất it tan tăng lên.

Đô tan của PbSO4 BaSO4, SrSO4 , CaSO4 tăng lên khi thêm KCl,

NaNO3 , KNO3 v.v… vào dung dịch

Vd 2: Tinh đô tan của CaSO4 trong nước và trong dung dịch

NaCl 0,1 M, biết TCaSO4 = 6,26 x 10-5

..5,0log 2

AZf 22 ].[].([5,0 BA ZBZA ABTf

S1

24

3.3 Ảnh hưởng của nồng đô ion hydro đến đô tan của hợp

chất ít tan

3.3.1. pH môi trường là acid

Trong môi trường acid, đô tan của chất it tan càng lớn nếu T

của nó càng lớn và [H+] càng lớn

TBaC2O4 = 1,7 x 10-7

TSrC2O4 = 5,6 x 10-8

TCaC2O4 = 3,8 x 10-9

Trong môi trường acid, BaC2O4 tan tôt hơn, SrC2O4 tan

kem hơn, CaC2O4 tan kem hơn cả.

25


chất ít tan

3.3. 2. Đô tan của kết tủa khi anion là anion của acid yếu

AB A+ + B- (1)

KHBH+ + B- HB (2)

[A+] = [HB] + [B-] ][][][

BHB

B

TAB

HBK

BHHB

][][][

(2)

thêm acid manh vào dung dich này thi anion B- se liên kêt với H+

tao thành acid yêu HB

26


chất ít tan


].[][)]].[[

(]]).[[]([]].[[

BBK

BHBBHBBAT

HB

AB

1][

/][

1][

/][

1][

.][][

.][

2

22

K

HTB

K

HTB

K

HB

K

KHBT

27


chất ít tan


1][

.

1][

.

1][

]/[.][

K

HTS

K

H

T

T

K

H

T

TBTAS

28


chất ít tan


Đô tan của muôi acid yếu it tan (trong đó kể cả hydroxit và

muôi base ) trong dung dịch nước acid mạnh sẽ tăng lên so

với đô tan của nó trong nước tinh khiết

1][

][ HB

ABAB

ABK

HT

B

TAS

29


chất ít tan


T CaC2O4 = 1,8 x 10-9 S CaC2O4 = (1,8 x 10-9)1/2 = 4,25.10-5

H2C2O4 HC2O4- + H+ (K1 = 6,5 x 10-2)

HC2O

4

- C2O

4

-2+ H

+(K

2= 6 x 10-5)

pH = 4 [H+] = 10

-4

M/l106,84.2,66101,8S

1K

][HT. s

2,6610,0021,661106,5106

10

106

101

KK

][H

K

H1

K

][H

59OCaC

HB

25

8

5

4

12

2

2HB

42

(tăng không đáng kể)

30


chất ít tan


S CaC2O4 = (1,8 x 10-9)1/2 = 4,25.10-5

pH = 1 [H+] = 0,1

M/l102,7104,1101,8S

104,11102,5101,61106,5106

(0,1)

106

0,11

K

][H

339

333

25

2

5HB

laàn 63

104,25

102,7

5

3

So với đô tan trong nước nguyên chât, đô tan tăng

31

3.4 Ảnh hưởng của sự tạo phức

3.4.1. Chất tạo phức có ion không cùng tên

Đô tan của tủa có thể thay đôi khi có măt các chất tạo thành

phức với anion hay cation của tủa, biết hăng sô bên của

phức có thể tinh được đô tan của tủa khi có tác nhân tạo

phức.

Tinh đô tan cua AgBr trong dung dich NH3 0,1M (T = 5,2 . 10-13)

AgBr(răn) Ag+ + Br-

Ag+ + NH3 AgNH3 + K1 = 2.103

AgNH3+ + NH3 Ag(NH3)2

+ K2 = 6,9.103

NH3 + H2O NH4+ + OH- K3 = 1,76.10-5

32



SAgBr (chưa cho NH3) = [Ag+]= Br - = (5,2. 10-13)1/2

SAgBr (cho NH3) = Ag + + AgNH3+ + Ag(NH3)2

+

Theo ĐL bảo toàn KL:

Br- = Ag + + AgNH3+ + Ag(NH3)2

+

NH3 = AgNH3+ + Ag(NH3)2

+ + NH4+

môi môt ion NH4+ se tao môt ion OH- : [OH- NH4

+

NH4+ + Ag + + AgNH3

+ + Ag(NH3)2+ = Br - + OH -

Do K3 rât nho nên: NH4+, [OH-, Ag + và AgNH3

+ rât nho

33



Tư K2: NH3 0,10 - 2Ag(NH3)2+

NH3 = 0,10 - 2Br -

212

3

23 KKNHAg

NHAg 76

210.38,110.9,6.2

])[21,0(

][

Br

Br

][Ag

6

2

2

7

2

10.2,721,0

10.38,121,0

Br

Br

Br

Br

Br/10.5,2 13

Br- Ag(NH3)2+

34



Br -2 + 2,88. 10-6Br -2 - (7,2 .10-8) = 0

Br -2 = 7,2.10-8

Br - = (7,2.10-8 )1/2 = 2,7.10-4 = [Ag+]

So với đô tan trong nước nguyên chât, đô tan AgBr tăng 375 lần

(2,7.10-4 / (5,2. 10-13)1/2 = 375)

35


3.4.2. Chât tao phưc là ion cùng tên, đô tan cua tua tăng• AgCl tao phưc với ion clorid AgCl2

-, AgCl32- và AgCl4

3-

• Nồng đô cac ion cùng tên tăng làm tăng đô tan cua tua

• Cac hydroxyd lương tinh như Al(OH)3 và Zn(OH)2 , cac hydroxyd

này tan trong lượng thưa ion OH-

1. Đương cong tinh theo T

2. Đương cong thực nghiêm

Log[Cl-]

• Cl- < 10-3 M đô tan tim thây

qua thực nghiêm # tinh toan

theo TAgCl

• Khi KCl ~ 0,3M, đô tan cua

AgCl giống như ơ trong nước

nguyên chât, nêu trong dung

dich 1M, đô tan AgCl gần như

gâp 8 lần

36

3.4 Ảnh hưởng của nhiệt đô đến đô tan

Đối với chât thu nhiêt khi hoa tan, nhiêt đô tăng thi đô tan tăng

Vd.: Đô tan AgCl ơ 100 oC lớn gâp 25 lần đô tan cua no ơ 10 oC

Đối với chât toa nhiêt khi hoa tan, nhiêt đô tăng thi đô tan giảm

Vd.: CaSO4.2H2O co đô tan ơ 600C lớn gâp 3 lần đô tan ơ 1000C

37

4. ƯNG DUNG TRONG PHÂN TÍCH

4.1. Hoa tan kêt tua: AmB

n mA + nB

Cần giảm nồng đô cua A hoăc B hoăc cả hai ion đê cân băng

chuyên dich sang phải :

+ Dùng phản ưng tao chât it phân ly hoăc chât bay hơi.

+ Nêu kêt tua co T qua nho co thê dùng phản ưng oxy hoa

khư đê làm giảm nhiêu nhât nồng đô ion A hoăc B.

+ Chuyên dang tua kho tan thành tua dễ tan (chuyên tua

CaSO4 thành CaCO3)

38


4.2. Kêt tua hoàn toàn: mA + nB AmB

n

Cần giảm đô tan cua kêt tua :

+ Cho thuốc thư dư đê làm giảm đô tan (giảm đô tan khi co

ion chung cùng tên; lưu y co sự tao phưc với ion cùng tên

không ?)

+ Chọn pH thich hợp.

+ Tranh cac phản ưng phu cua ion kêt tua trong dung dich

(phản ưng tao phưc, phản ưng oxy hoa….).

39


4.3. Kêt tua phân đoan:

Dung dich co nhiêu chât (nồng đô gần băng nhau) cùng tao

kêt tua với môt thuốc thư. Chât nào co T nho se kêt tua

trước, chât co T lớn hơn se kêt tua sau. Đo là hiên tượng kêt

tua phân đoan (cạnh tranh tạo tủa).

Vi du: tach ion I- khoi hôn hợp co ion Cl- và I-

40

5. ĐINH LƯƠNG BĂNG PHƯƠNG PHÁP KẾT TỦA

Cho phep đinh lượng cac anion như Cl- , Br-, CN-, SCN- , SO42-,

CrO42- , PO4

3- v.v… và ngược lai đinh lượng cac cation tao thành

tua với cac anion trên

Chu yêu dùng phương phap Ag đê xac đinh ion halogenid và

Ag+, không con dùng phương phap Hg+ và Hg2+

41


5.1. Anh hương cua nồng đô dung dich thư và dung dich chuân

pCl 1 4,885 8,77 pAg

2 4,885 7,77

3 4,885 6,77

ml Ag+

90 100 110

TAgCl =1,7.10-10

SAgCl =1,3.10-5

[Cl-] =1,3.10-5

pCl = 4,885

Chuân đô 100ml dung dich NaCl băng dd AgNO3 (không kê pha loang)

42


5.1. Anh hương cua nồng đô dung dich thư và dung dich chuân

Chuân đô 100ml dung dich NaCl băng dd AgNO3 (không kê pha loang)

V ml % [Cl]/[Ag+]pCl

1 N 0,1 N 0,01 N

90 10 1 2 3

99 1 2 3 4

99,9 0,1 3 4 4,73

Tai điêm tương đương

100 0 4,885 4,885 4,885

Sau điêm tương đương

100,1 0,1 6,77 5,77 5,04

Bước nhảy:

• 1 N: 3 - 6,77

• 0,1 N: 4 - 5,77

• 0,01 N: 4,73 - 5,04

43


5.2. Anh hương cua đô tan chât kêt tua

NaCl

NaBr

NaI

ml Ag+]

pCl = 4,885

(4 - 5,77)

pBr = 6,211

(4 - 8,42)

pI = 8,035

(4 - 12,07)

Chuân đô 100ml dung dich NaHal băng dd AgNO3 (cùng nồng đô)

44


5.3. Hiên tượng hâp phu

• Keo (colloid): là những tiêu phân co kich thước khoảng 10-7 -

10-4 cm, năm trung gian giữa kich thước cua ion và kêt tua.

Dung dich keo là trang thai trung gian giữa dung dich thât và hôn

dich.

AgI I-

I-

I-

I-

I-

I-

I-

I-

I-I

-

45


5.3. Hiên tượng hâp phu

• Sự đông tu keo: kêt hợp cac hat keo thành cac hat lớn hơn do

nhiêt đô, tac dung cua anh sang, dong điên cao tần, siêu âm, lăc,

trôn.

• Sự pepti hoa: kêt tua chuyên thành keo

• Dung dich keo cua AgX: tua AgX se hâp phu ưu tiên cac ion dư

cua thuốc thư tao ra lớp ion hâp phu mang điên tich (điên tich âm

trong trương hợp dư Cl-, hoăc mang điên tich dương trong trương

hợp dư ion Ag+). Do đo kêt tua AgX co thê xảy ra công kêt với cac

hagenid, SCN- và cac ion khac.

46


5.4. Xac đinh điêm kêt thuc trong PHƯƠNG PHÁP BAC

• Chât chi thi được dùng trong phương phap bac cần không đổi

màu cho đên khi toàn bô ion thư chuyên thành kêt tua.

• Chât chi thi tao với ion thư môt kêt tua mang màu, co đô tan

lớn hơn đô tan chât kêt tua chinh

47

Phương pháp MOHR

AgNO3

NaCl

K2CrO4

Ag+

+ Cl-

AgCl

2Ag+

+ CrO4

- Ag

2CrO

4

Tua đo gach Ag2CrO4 co đô tan lớn hơn AgCl

SAg2CrO4 = 7,9. 10 –5 M

SAgCl = 1,3. 10 –5 M

Điêu kiên:

• Sai số chuân đô 0,1%: [CrO42- ] = 0,35 – 1,1.10-4M

• Thực tê: [CrO42- ] = 0,01 – 0,005 M

• pH 6,5–10

• pH < 6: CrO42- Cr2O7

2- tao với Ag+ kêt tua đo tan

trong acid),

• pH > 10: tao tua Ag2O và Ag(OH)

48

AgNO3

NaCl

K2CrO4

Ag+

+ Cl-

AgCl

2Ag+

+ CrO4

- Ag

2CrO

4

• Chi được dung để xác định các Cl- và

Br- không được dung để xác định I- và

SCN- vì hiện tượng hấp phụ và tạo thành

các hệ keo.

• Không thể chuân đô dung dịch có màu

vì che màu của tủa Ag2CrO4

Phương pháp MOHR

49

PHƯƠNG PHÁP FAJANS

• Dựa trên tinh chât: kêt tua hâp phu vào môt số chât

màu và làm cho cac chât màu này thay đổi màu.

• Phương phap ĐL trực tiêp, co thê đinh lượng Cl-, Br-

, hay I- băng dung dich AgNO3 và dùng chât màu

eosin hoăc fluorescein làm chi thi

AgNO3

KI

eosinat

O

COOH

HO OO

COOH

O O

Br Br

Br Br

• Không làm đổi màu dd mà chi đổi màu trên bê măt

tủa keo mang điện tích dương

Eosin fluorescein

50

PHƯƠNG PHÁP

FAJANS

AgNO3

KI

eosinatAgI I

-

I-

I-

I-

I-

I-

I-

I-

I-I

-

Trước ĐTĐ:

HE H+ + E-

mAgI + nI- [AgI]m nI-

KHÔNG HẤP PHỤ E-

Sau ĐTĐ:

kêt tua AgI hâp phu cac ion

Ag+ dư hâp phu manh cac

anion E- mang màu

51

PHƯƠNG PHÁP FAJANS

AgNO3

KI

eosinat

• Anion điên tich 1 hâp phu trên bê măt AgX cản

trơ nhau theo thư tự thay thê:

I- > CN- > SCN- >Br - > anion Eosinat > Cl- >

anion diclofluoresceinat > CH3COO- > anion

fluoresceinat >NO3 - , ClO4

-

• Ở pH 7 anion se là chi thi nêu như no đưng ơ

bên phải cua ion thư trong day này

52

PHƯƠNG PHÁP Charpentier- Volhard (Fonha)

• Chuần đô ngược (thưa trư)

• chi thi phen săt amoni

Fe2(SO4)3.(NH4)2SO4.24H2O

• Đinh lượng Br - , I-

• Dùng môt lượng dư dung dich chuân đô

AgNO3 ơ môi trương HNO3 đê kêt tua hoàn

toàn AgX. Đinh lượng Ag+ (dư) băng dung dich

chuân đô NH4SCN

NH4SCN

Br - , I- / HNO3

AgNO3 (dư)

Fe3+

Ag+ + Br - AgBr

Ag+ (dư) + SCN- AgSCN

3(SCN)- + Fe3+ Fe(SCN)3

53

PHƯƠNG PHÁP Charpentier- Volhard

NH4SCN

Br - , I-

AgNO3 (dư)

Fe3+

• Đê màu xuât hiên ơ đung ĐTĐ và sai số

chuân đô không qua 0,1% : [Fe 3+] = 0,27 M.

• Thực tê: [Fe3+] > 0,2 M vì màu vàng cua no

làm ta kho nhân sự đổi màu cua dung dich

chuân đô. Vi vây ngươi ta dùng [Fe3+] ~ 0,01

M

54


NH4SCN

Br - , I-

AgNO3 (dư)

Fe3+

• Môi trương acid manh (dùng HNO3 đâm

đăc) đê tranh sự thuy phân cua Fe3+, tranh

tao tua Ag2O và giảm hiên tượng hâp phu.

• Không dùng ĐL Cl- vì AgSCN it tan hơn

AgCl (TAgSCN = 10-12, TAgCl = 1,7.10-10 )

55


NH4SCN

Br - , I-

AgNO3 (dư)

Fe3+

Khi ĐL Clorid:

• TAgSCN = 1,0.10-12

• TAgCl = 1,7.10-10

• Phản ưng đat tới cân băng khi [SCN-] <

[Cl-] 170 lần.

• Tai ĐTĐ, màu hồng xuât hiên cua

Fe(SCN)3 nhanh chong mât đi do phản

ưng canh tranh tao tua.

Fe(SCN)3 + AgCl Fe 3+ + 3Cl- +

3AgSCN

56


NH4SCN

Br - , I-

AgNO3 (dư)

Fe3+

Muốn ĐL Clorid đê co màu đo bên cua

phưc Fe(SCN)3

• Thêm môt dung môi hữu cơ vào hôn hợp,

AgCl đong von lai và không tac dung với

SCN-.

• Đựng dung dich Hal- trong BĐM thêm môt

lượng thưa AgNO3 chinh xac, thêm HNO3

đâm đăc, thêm nước cât tới vach chuân.

Lọc dung dich và lây môt phần dung dich

đinh lượng băng SCN-

57

SO SÁNH CÁC PHƯƠNG PHÁP

Phươn

g pháp

Ưu điểm Nhược điểm

Mohr Chuân đô trực tiêp

Đơn giản

Môi trương kiêm

Không ĐL iodid

Phải dùng mẫu trăng

Volhard Chuân đô thưa trư

Chuyên màu rõ

Môi trương HNO3 đđ

Fajans Chuân đô trực tiêp

Môi trương pH khac nhau

Tính chọn lọc theo chi thi

được dùng

Dung dich thư phải co

nồng đô cao

phuong phap

Documents