Politechnika Gdańska Wydział Chemiczny
|
|
- Bogumił Marciniak
- 8 lat temu
- Przeglądów:
Transkrypt
1 Politechnika Gdańska Wydział Chemiczny Katedra Chemii Analitycznej Chemia Analityczna Wybrane metody elektroanalityczne (potencjometria, konduktometria, kulometria) Materiały do ćwiczeń Wydanie II uzupełnione Opracowali: Wydanie I: dr inż. Wojciech Chrzanowski dr inż. Andrzej Przyjazny Wydanie II: mgr inż. Andrzej Wasik dr inż. Piotr Konieczka Gdańsk
2 Politechnika Gdańska Wydział Chemiczny Katedra Chemii Analitycznej Chemia Analityczna Wybrane metody elektroanalityczne (potencjometria, konduktometria, kulometria) Materiały do ćwiczeń Wydanie II uzupełnione Opracowali: Wydanie I: dr inż. Wojciech Chrzanowski dr inż. Andrzej Przyjazny Wydanie II: mgr inż. Andrzej Wasik dr inż. Piotr Konieczka Gdańsk 2000
3 2
4 SPIS TREŚCI I. Wstęp 4 II. Podstawy teoretyczne wybranych metod elektroanalitycznych 7 II.1. Metody potencjometryczne 7 II.2. Metody konduktometryczne 10 II.3. Metody kulometryczne 13 III. Metody pomiaru i aparatura 19 III.1. Potencjometria Potencjometria bezpośrednia: ph-metria i jonometria Elektrody wskaźnikowe Elektrody odniesienia i ciekłe połączenia Pomiary SEM Metody ilościowe w potencjometrii bezpośredniej Błędy w potencjometrii bezpośredniej Pośrednie metody potencjometryczne Metody dodatku wzorca Miareczkowanie potencjometryczne Techniki miareczkowania potencjometrycznego Aparatura do miareczkowań potencjometrycznych 39 III.2. Konduktometria Elektrody i naczyńka pomiarowe Pomiar przewodnictwa Konduktometria bezpośrednia Miareczkowania konduktometryczne 41 III.3. Kulometria Metody pomiaru ładunku elektrycznego przepływającego przez obwód Kulometria bezpośrednia (potencjostatyczna) Miareczkowanie kulometryczne Metody detekcji PK miareczkowania Aparatura do miareczkowania kulometrycznego Błędy w oznaczeniach kulometrycznych 49 IV. Zastosowanie wybranych metod elektroanalitycznych 50 V. Problemy do rozwiązania 51 VI. Instrukcje wykonania ćwiczeń 53 VI.1. Oznaczanie HCl (jako kwasu) techniką miareczkowania kulometrycznego 53 VI.2. Oznaczanie HCl (jako kwasu) techniką miareczkowania konduktometrycznego 55 VI.3. Oznaczanie HCl (jako kwasu) techniką miareczkowania potencjometrycznego 56 VI.4. Potencjometryczne oznaczanie wapnia 57 VI.5. Potencjometryczne oznaczanie chlorków 59 VI.6. Potencjometryczne oznaczanie fluorków 60 VI.6. Wyznaczanie współczynnika selektywności elektrody jonoselektywnej 61 VII Dodatek 63 3
5 WYBRANE METODY ELEKTROANALITYCZNE (potencjometria, konduktometria, kulometria) I. Wstęp Teoretyczne podstawy metod elektroanalitycznych sformułowane zostały w przeważającej większości w XIX i pierwszej połowie XX wieku. Elementarne zasady ich stosowania są już ustalone od dość długiego okresu czasu, niemniej nadal pozostają w centrum zainteresowania wielkiej liczby uczonych oraz analityków-praktyków Ogromnym bodźcem do prac nad opracowywaniem nowych metod i coraz szerszym ich wdrażaniem stał się rozwój elektroniki umożliwiający coraz dokładniejsze pomiary wielkości elektrycznych oraz uproszczenie procedur pomiarowych, a nawet ich automatyzację skracającą czas analizy i eliminującą błędy subiektywne - tzw. "czynnik ludzki". Metody te zazębiają się z wieloma innymi technikami analitycznymi, stanowiąc ich cenne uzupełnienie, np.: oznaczenia końcowe w mikroanalizie, detektory w chromatografii, co dodatkowo rozszerza wachlarz ich zastosowań. Dla uzyskania orientacji w zakresie podziału metod elektroanalitycznych najlepiej zastosować jako kryterium rodzaj sygnału zawierającego informację ilościową o składzie próbki, klasyfikacja taka została przedstawiona w tabeli l. Zauważyć należy, że we wszystkich metodach obracamy się w kręgu czterech zmiennych, z których jedna lub dwie są mierzone dając sygnał (w przypadku dwóch zmiennych mierzonych sygnałem może być również ich iloczyn lub iloraz - patrz lp. 8, 9, 10 w tabeli 1), zaś pozostałe są podczas analizy kontrolowane w określony sposób. Zmienne te to: napięcie, prąd, czas oraz objętość dodawanego odczynnika (ta ostatnia występuje tylko w metodach pośrednich). W tabeli 1 nie umieszczono wszystkich znanych metod. Z pozostałych wymienić należy jeszcze przynajmniej kilka, z których oscylometria, polarografia zmiennoprądowa, polarografia pulsowa pochodna oraz metoda wiszącej kropli (tzw. chronowoltamperometria inwersyjna) posiadają istotne znaczenie analityczne. Inne, jak chronoamperometria, chronopotencjometria i chronowoltamperometria cykliczna wykorzystywane są głownie jako metody badań procesów elektrodowych, choć w szczególnych przypadkach mogą. również znaleźć zastosowania analityczne. W tabeli 2 zebrano podstawowe parametry metod elektroanalitycznych. Oprócz wymienionych w tabeli istnieje jeszcze szereg innych parametrów, czy też cech metod, które należy uwzględniać przy wyborze którejś z nich dla rozwiązania konkretnego problemu analitycznego. Należą do nich m.in.: wymagania dotyczące kwalifikacji personelu, koszt aparatury i jednostkowy koszt analizy, wreszcie możliwość zautomatyzowania, a nawet skomputeryzowania analiz. Bardziej szczegółowo zalety i wady metod elektroanalitycznych będą omówione po bliższym ich przedstawieniu Jednakże na początku wystarczy jedynie mieć na uwadze dane z tabeli 2 oraz następujące stwierdzenia: - wymagania dotyczące kwalifikacji personelu zależą od rodzaju wyposażenia którym dysponujemy oraz od stopnia 4
6 komplikacji konkretnej analizy, - koszt aparatury dla tych metod jest na ogół niższy niż innych metod instrumentalnych, zwłaszcza, że istnieje możliwość skonstruowania (już zresztą zrealizowana - model FAB-170) uniwersalnego przyrządu elektrochemicznego, ze względu na wspomniane już zamknięcie się w kręgu czterech mierzonych lub kontrolowanych zmiennych. Typowe moduły, jak np. amperostat, potencjostat, potencjometr itd. znajdują zastosowanie w aparatach do wszystkich niemal metod. - metody elektroanalityczne są łatwe do zautomatyzowania i skomputeryzowania. Tabela 1. Klasyfikacja metod elektroanalitycznych. Lp. Metoda Prąd Zmienne kontrolowane i/lub mierzone Napięcie lub Objętość potencjał reagenta Czas Sygnał użyteczny 1. Potencjometria bezpośrednia i = 0 mierzone precyzyjnie - - E = f(c) 2. Pośrednie metody potencjometryczne i = 0 mierzone ze średnią precyzją mierzona precyzyjnie - V PR = f(m) 3. Potencjometryczne miareczkowanie stałoprądowe niewielka stała wartość mierzone ze średnią precyzją mierzona precyzyjnie - V PR = f(m) 4. Polarografia klasyczna mierzony precyzyjnie powoli liniowo zmienne w czasie - - I d = f(c) 5. Polarografia plusowa mierzony precyzyjnie impulsy prostokątne zmienne w czasie - - I = f(c) 6. Miareczkowanie amperometryczne mierzony precyzyjnie wybrana stała wartość mierzona precyzyjnie - V PR = f(m) 7. Miareczkowanie biamperometryczne mierzony ze średnią precyzją niewielka stała wartość mierzona precyzyjnie - V PR = f(m) 8. Kulometria bezpośrednia (potencjostatyczna) mierzony precyzyjnie wybrana stała wartość - mierzony precyzyjnie Q = I dt= f(m) Q = 1 k m 9. Miareczkowanie kulometryczne 10. Konduktometria bezpośrednia 11. Miareczkowanie konduktometryczne stała precyzja określona wartość. mierzony precyzyjnie. mierzony ze średnią precyzją 12. Elektrograwimetria - regulowane samoczynnie aby i = const niewielkie sinusoidalnie zmienne niewielkie sinusoidalnie zmienne wybrana stała wartość - mierzona precyzyjnie mierzony precyzyjnie. - - Q = I t= 1 k m 1 R = I U = f(c) - V PR = f(m) - - m - ważone 5
7 Tabela 2. Podstawowe parametry metod elektroanalitycznych. Lp. zgodnie z tabelą 1. Dokładność Precyzja Czułość (teoretyczna) Zakres liniowości (stosowalności) mol/dm 3 Selektywność Czas analizy Uwagi l. od l do 8% ok. 2-5% 0,059 n (10-12 ) może być nawet bardzo duża zależnie od elektrody kilkanaście sekund, maks. 2 3 minut bardzo małe objętości próbki można uzyskać przez 2. od 0,1 do 1% rzędu 0,5% dobór elektrod i titranta rzędu kilkunastu a automatycznie kilka minut 3. rzędu 1% rzędu 1% j.w. j.w. od 0,2 do 4. kilku % do kilku % 607 n D 1/2 m 2/3 t 1/ średnia, zależy klika do kilkunastu od układu minut analizowanego zwłaszcza w środowiskach niewodnych 5. od 0,1 do 10% j.w. n F A D 1/2 (P t p ) 1/ duża, zależy od układu analizowanego j.w. znanych jest kilka odmian tej metody 8. do 0,5% 1 2% nf absolutna j.w. 20 min. 2 godz. - zależy od układu 9. do 0,1% 0,5 5% j.w analizowanego kilka do kilkunastu minut - praktycznie 10. do 1% do kilku % nieselektywna kilkanaście sekund - niewielka, zależy od 11. od 0,1 do 1% j.w układu analizowanego rzędu 0,1% rzędu 0,5% absolutna średnia rzędu l godziny - 6
8 Podstawy teoretyczne wybranych metod elektroanalitycznych. II.1. Metody potencjometryczne. Dla potrzeb teorii metod elektroanalitycznych (nie tylko potencjometrii) podstawowym pojęciem jest pojęcie elektrody. Będziemy pod nim rozumieli przewodnik elektronowy zanurzony w roztworze elektrolitu, na powierzchni którego zachodzi (lub pozostaje w równowadze) reakcja chemiczna związana z przeniesieniem ładunku: utl + ne - red (1) Jeżeli jest to reakcja utleniania - elektrodę nazywamy anodą, jeżeli redukcji - katodą. Układ dwu elektrod połączonych ze sobą nazywamy ogniwem. Każdy z elementów elektrody (i ogniwa) można traktować jako odrębną fazę. Charakteryzuje się ona określonym elektrycznym. Potencjał elektryczny w punkcie jest to praca przeniesienia ładunku jednostkowego od nieskończoności do danego punktu. Potencjał zewnętrzny fazy (tzw. potencjał Volty Ψ) jest pracą przeniesienia ładunku z nieskończoności do punktu w pobliżu (ok m) powierzchni ograniczającej fazę. Jest on zasadniczo mierzalny. Potencjał wewnętrzny fazy, zwany potencjałem Galwaniego ϕ dany jest wzorem: ϕ = Ψ + χ (2) gdzie: χ - potencjał powierzchniowy fazy związany z koniecznością przejścia ładunku przez warstwę dipolową istniejącą na granicy faza - próżnia. Wielkości χ i ϕ są zasadniczo niemierzalne. Zmiana energii układu związana z przejściem rzeczywistego ładunku elektrycznego przez granicę faz może mieć charakter nie tylko elektryczny ale i chemiczny, bowiem ładunek taki (np. jon) może reagować chemicznie ze składnikami fazy. Dlatego też definiuje się potencjał elektrochemiczny µ µ'= µ + nfϕ (3) gdzie: µ - oznacza potencjał chemiczny, czyli cząstkową molową energię swobodną danego ładunku w danej fazie, n - wielkość rozważanego ładunku przedstawioną jako krotność ładunku elementarnego (np. ''wartościowość" jonu), F - stałą Faradaya. 7
9 Jeżeli ładunek (jon lub elektron) ma przejść przez granicę dwóch faz, to jego potencjał elektrochemiczny w obu fazach musi być taki sam, tzn. zmiana potencjału chemicznego jest korygowana zmianą potencjału elektrycznego. µ' = µ + nf ϕ = 0 (4) skąd: ϕ = - 1 nf µ (5) gdzie: ϕ - zwane jest równowagowym napięciem Galwaniego, które wobec tego jest również niemierzalne. Jeżeli siłę elektromotoryczną ogniwa (SEM) zdefiniujemy jako różnicę między potencjałem przewodnika przyłączonego do elektrody prawej, a potencjałem przewodnika z tego samego materiału przyłączonego do elektrody lewej mierzoną w warunkach bezprądowych, to możemy ją zapisać jako sumę równowagowych napięć Galwaniego dla poszczególnych par faz składających się na ogniwo: SEM = ϕ 1/2 + ϕ 2/3 + ϕ 3/4 + + ϕ k/k ϕ n/1 (6) Należy zauważyć, że zgodnie ze wzorami (5) i (6) SEM ogniwa jest związana z µ sumarycznej reakcji zachodzącej w ogniwie (10) zależnością: µ = -zfe (7) gdzie: z - najmniejsza wspólna wielokrotność wartości n dla reakcji typu (1) pozostających w równowadze na poszczególnych granicach faz w ogniwie, E - skrótowe oznaczenie SEM ogniwa. W niektórych przypadkach E nie jest miarą µ reakcji chemicznej a miarą µ procesu wyrównywania stężeń ogniwa stężeniowego. Ze względu na niemierzalność ϕ i ϕ możliwe jest jedynie względne rozdzielenie SEM na składowe a nie jak to uczyniono we wzorze (6). Metoda ta opiera się na przypisaniu wybranym elektrodom, tzw. porównawczym lub odniesienia, określonych wartości potencjału. Wtedy SEM: E = E el - E r (8) gdzie: E el, - potencjał elektrody na której ustala się interesująca nas równowaga (badanej), E r - potencjał elektrody odniesienia. 8
10 SEM oznaczone jako E najczęściej rozumie się jako potencjał elektrody badanej mierzony względem danej elektrody odniesienia. Jeżeli na elektrodzie badanej zachodzi reakcja typu (1) to zależność E od aktywności indywiduów chemicznych biorących w niej udział dana jest wzorem Nernsta: E = E + RT nf ln a utl a red (9) gdzie: E - jest standardowym normalnym potencjałem elektrody (półogniwa); E = E gdy wyrażenie pod logarytmem równa się 1, T - temperatura bezwzględna a - aktywność. Wartości E można wyznaczyć eksperymentalnie lub znaleźć w tablicach, gdzie najczęściej poddane są względem standardowej elektrody wodorowej (SEW) jako elektrody odniesienia. Często, zwłaszcza dla reakcji redoks, w których udział biorą oprócz formy utlenionej i zredukowanej również inne jony, np. H +, wartości E podawane są dla konkretnego składu elektrolitu (zaznaczonego w tablicach). Oznaczane są wtedy zazwyczaj E i nazywane potencjałem formalnym elektrody. Potencjometria jest więc metodą analityczną wykorzystującą znaną zależność pomiędzy potencjałem elektrody a aktywnością (lub stężeniem) oznaczanej substancji. Dla przeprowadzenia analizy należy więc zbudować ogniwo zwane dalej ogniwem pomiarowym, w którym elektroda pozostająca w równowadze z oznaczaną substancją zwana będzie elektrodą wskaźnikową, a druga elektroda będzie odpowiednią dla danej analizy elektrodą odniesienia (rodzaje i zasady wyboru tych elektrod omówione będą w punkcie III.1.1.2). Aby: E = E wsk - E r należy w schemacie ogniwa pomiarowego zapisać elektrodę wskaźnikową jako prawą. W ogniwie zachodzą dwie reakcje typu (1) dając w sumie reakcję: katoda n 1 utl 2 + n 2 red 1 n 1 red 2 + n 2 utl 1 anoda 9
11 Charakterystyczną cechą ogniwa jest przestrzenne rozdzielenie procesów utleniania i redukcji. Na styku elektrolitów obu półogniw (katolitu i anolitu) będzie powstawał tzw. potencjał dyfuzyjny zależny, mówiąc skrótowo, od różnicy stężeń katolitu i anolitu oraz od różnicy liczb przenoszenia dyfundujących kationów i anionów. Nie wdając się w szczegółowe rozważania należy jedynie pamiętać o konieczności uwzględnienia tego faktu przy budowie ogniwa pomiarowego, aby przedsięwziąć odpowiednie kroki mające na celu jego zminimalizowanie (patrz pkt. III.1.1.2). II.2. Metody konduktometryczne. W roztworach elektrolitów, t.j. substancji częściowo lub całkowicie zdysocjowanych na kationy i aniony, pod wpływem przyłożonego pola elektrycznego rozpoczyna się ruch tychże jonów. Kationy zdążają do elektrody ujemnej - katody, a aniony do elektrody dodatniej - anody. (Uwaga to rozróżnienie katody i anody jest niejednoznaczne, jedynym ścisłym jest podane w punkcie II.1) Ruch jonów - ładunków jest więc przepływem prądu elektrycznego. Zgodnie z prawem Ohma: I = U R (11) gdzie: I - natężenie prądu. U - R - przyłożone napięcie, oporność przewodnika (w tym przypadku elektrolitu) Wiadomo również, że: R = ρ l S (12) gdzie: ρ - tzw. oporność właściwa przewodnika (słupa elektrolitu pomiędzy elektrodami), l - długość przewodnika, S - pole przekroju przewodnika. Jeżeli przewodnictwo właściwe zdefiniujemy jako: ÿ = 1 ρ (13) to możemy uzyskać z równania (12): ÿ = 1 R l S (14) 10
12 Jeżeli ponadto uwzględnimy zależność (11) zastępując R w równaniu (14) przez U I, otrzymamy: ÿ = I U l S = 1 U l I S = 1 E p i = i E p (15) gdzie: E p - natężenie przyłożonego pola elektrycznego między elektrodami (przyczyna), i - gęstość prądu płynącego w słupie elektrolitu między elektrodami (skutek). Należy jeszcze zdefiniować przydatną do rozważań teoretycznych wielkość jaką jest przewodnictwo równoważnikowe Λ: Λ = ÿ c (16) gdzie: c - stężenie elektrolitu w gramorównoważnikach na dm 3. Ponadto: gdzie: Λ - oznacza tzw. graniczne przewodnictwo równoważnikowe. lim Λ = Λ (17) c 0 Przewodnictwo właściwe jest wielkością charakterystyczną dla danego elektrolitu, tj. jego rodzaju i stężenia. Ścisła teoria przewodnictwa elektrolitycznego zajęłaby zbyt wiele miejsca dlatego też omówione zostaną jedynie jej węzłowe punkty i wypływające z nich wnioski: 1. Przewodnictwo właściwe zależy od stężenia elektrolitu. Rozważmy przypadek, gdy w roztworze znajduje się tylko jedna substancja rozpuszczona. Zależność ta jest oczywista, gdyż zależnie od stężenia w roztworze znajdować się będzie większa lub mniejsza liczba nośników ładunku (jonów). Jednakże dla elektrolitów słabych liczba ta zależy od stężenia w sposób bardziej złożony, gdyż uwzględnić należy stopień dysocjacji elektrolitu. Również przy bardzo dużych stężeniach dojdzie do odchyleń od liniowości, ze względu na wzrastające oddziaływania międzyjonowe. 11
13 2. Przewodnictwo zależy od rodzaju elektrolitu, gdyż różne jony charakteryzują się rożnymi ruchliwościami, przy czym ruchliwość zdefiniowana jest jako: u = v E p (18) gdzie: v - prędkość ruchu jonu, E p - natężenie pola elektrycznego będącego przyczyną rucha jonu. Ruchliwość w pierwszym rzędzie zależy od wymiarów jonu i jego ładunku oraz od oddziaływań międzyjonowych i z cząsteczkami rozpuszczalnika, zatem również od temperatury. UWAGA! Wyjątkowo duże przewodnictwo jonów H + i OH - nie jest spowodowane ich dużą ruchliwością lecz wymianą protonów (H + jest przecież w roztworach wodnych obecny głównie w postaci H 3 O + ). 3. Przewodnictwo roztworów zawierających kilka substancji rozpuszczonych jest sumą udziałów wszystkich jonów obecnych w roztworze. Wykazał to ściśle Kolraush dla przypadku granicznych przewodnictw równoważnikowych Λ: Λ = Λ + + Λ - (19) gdzie: Λ + i Λ - - oznaczają graniczne przewodnictwa równoważnikowe kationu i anionu, na które dysocjuje Prawdziwe zatem jest np.: substancja rozpuszczona. Λ LiCl - Λ NaCl = Λ LiBr - Λ NaBr = Λ Li + - Λ Na+ Λ LiCl - Λ LiBr = Λ NaCl - Λ NaBr = Λ Cl - - Λ Br - (20) (20a) Zależności typu (20) i (20a) są spełnione również, choć w przybliżeniu, dla Λ odpowiadającym rzeczywistym (ale niskim) stężeniom. 12
14 Na przykład przewodnictwo równoważnikowe roztworu zawierającego ZnCl 2 i NaCl w dostatecznie niskich stężeniach można obliczyć, czy raczej oszacować jako: Λ = Λ Zn 2+ + Λ Na + + Λ Cl - przy czym: Λ Zn 2+ odpowiada stężeniu c Zn 2+ = c ZnCl2 Λ Na + odpowiada c Na + = c NaCl Λ Cl - odpowiada c Cl - = c ZnCl2 + c NaCl Rozważania tego typu przydatne będą przy analizie krzywych miareczkowania konduktometrycznego. Należy również pamiętać, że przy bardzo małych stężeniach trzeba uwzględniać przewodnictwa jonów powstałych w wyniku autodysocjacji rozpuszczalnika, np. wody. Konduktometria, jest więc metodą analityczną wykorzystującą. znaną zależność pomiędzy przewodnictwem właściwym roztworu elektrolitu a jego składem i stężeniem. Zależności tej nie można wyliczyć w sposób ściśle teoretyczny, jak to miało miejsce w przypadka potencjometrii (wzór Nernsta), co powoduje konieczność eksperymentalnego jej wyznaczenia. III.3. Metody kulometryczne. Jeżeli ogniwo zewrzemy, tzn. połączymy obie elektrody przewodnikiem elektronowym, wówczas reakcja (10) pozostająca dotychczas w równowadze zacznie biec w prawo z utworzeniem produktów red 2, na katodzie i utl 1 na anodzie, bowiem umożliwiliśmy w ten sposób przepływ elektronów od anody (!) do katody. W obwodzie zewnętrznym uzyskamy więc prąd (energię elektryczną) kosztem energii chemicznej. Proces taki zachodzi we wszystkich bateriach elektrycznych. Możemy jednak przyłożyć do ogniwa napięcie przeciwnie skierowane względem SEM. Jeżeli będzie ono równe co do wartości SEM, to oczywiście zgodnie z prawem Kirchoffa prąd w obwodzie nie popłynie i reakcja (10) pozostanie w równowadze (patrz również punkt III.1.1.3). Jeżeli natomiast będzie ono większe od SEM, to kierunek: reakcji ulegnie odwróceniu, anoda stanie się katodą dając produkt red 1 a katodą - anodą dającą produkt utl 2. Proces taki ma na celu bądź "naładowanie" ogniwa dla zmagazynowania energii elektrycznej którą później będzie można wykorzystać podczas kolejnego przebiegu "na prawo", jak to ma miejsce w akumulatorach, bądź uzyskanie produktów oznaczonych jako red 1 i utl 2. Proces ten nazywamy elektrolizą. 13
15 Faraday stwierdził, że masa produktu elektrolizy m wydzielającego się na elektrodzie jest dana zależnością: m = k Q = k I dt (I prawo) (21) gdzie: k - tzw. równoważnik elektrochemiczny, Q - ładunek przepuszczony przez obwód, t - czas oraz że: k = M nf (II prawo) (22) gdzie: M - masa molowa produktu elektrolizy, F - stała Faraday a (96487 C) Łącznie więc: m = M nf I dt (23) Prawo to, znane jako prawo elektrolizy Faradaya, należy do tzw. praw ścisłych. Odstępstwa od niego mogą być jedynie odstępstwami pozornymi, świadczącymi o nie zachowaniu właściwych warunków prowadzenia doświadczenia. Należy o tym pamiętać, bowiem gdy w analizach kulometrycznych mamy sądzić o masie oznaczane-go składnika na podstawie ładunku niezbędnego do jego całkowitego wydzielenia z roztworu (próbki), to musimy dobrać warunki analizy w taki sposób, aby prawo Faradaya było spełnione, tzn. aby produkt powstający z substancji oznaczanej był jedynym produktem elektrolizy. Jeżeli przyłożymy napięcie liniowo wzrastające pomiędzy elektrody układu: Cu CuSo 4 Cu i będziemy rejestrować przepływający prąd, to uzyskamy wykres a) na rys
16 Jeżeli analogiczny eksperyment przeprowadzimy dla układu (gdzie Pt jest katodą): Cu CuSo 4 Pt to uzyskamy krzywą b), a dla układu: Pt HCl Pt krzywą c). Jest to zgodne z opisem podanym na wstępie tego rozdziału, bowiem w przypadku a) potencjały obu elektrod są sobie równe i dane wzorem Nernsta: E = E Cu/Cu 2+ + RT 2F ln a 2+ Cu a Cu gdzie a Cu = 1. Zatem SEM tego ogniwa równa jest zeru i każde niewielkie nawet napięcie przyłożone z zewnątrz będzie powodowało przepływ prądu. W przypadku b) potencjał katody nie jest równy potencjałowi anody przynajmniej do tego momentu, w którym katoda całkowicie pokryje się warstewką miedzi, wtedy bowiem dopiero a Cu = 1. W przypadku c) po przyłożeniu napięcia zewnętrznego rozpoczyna się elektroliza z powstawaniem wodoru na katodzie i chloru na anodzie. O ile SEM układu w stanie wyjściowym była równa zeru, to obecnie przykładane napięcie zewnętrzne musi przezwyciężyć SEM ogniwa złożonego z elektrody wodorowej i chlorowej. Dopiero od momentu, w którym przyłożone napięcie przekroczy maksymalną możliwą SEM (dla danego stężenia HCl, temperatury, ciśnienia i rodzaju elektrod Pt), rozpoczyna się liniowe narastanie prądu. Wykorzystując takie eksperymenty przeprowadza się tzw. polaryzację ogniwa, a napięcie graniczne zaznaczone na rys. 1 nazywa się napięciem rozkładowym. I a) b) c) I I katoda już pokryta miedzią U U U r U Cu CuSO (c) Cu 4 Cu CuSO (c) Pt 4 Pt HCl (c) Pt Rys. 1 Krzywe polaryzacji i = f(u) dla wybranych ogniw 15
17 Wykresy tego typu możemy sporządzać również dla jednej tylko elektrody za pomocą układu przestawionego na rys. 2 lub przyrządu zwanego potencjostatem (patrz punkt III.3.2). R R ma K 1 Potencjometr K 2 P B R Rys. 2 Układ do badania krzywych polaryzacji elektrod B - elektroda badana (robocza), R - elektroda odniesienia, P - elektroda pomocnicza, K 1, K 2 - klucze elektrolityczne, R R - opornik regulacji prądu Będą to zależności typu i = f(e), gdzie i - oznacza gęstość prądu na elektrodzie badanej B, a E - potencjał elektrody badanej względem elektrody odniesienia R. Zauważamy, że prąd płynie pomiędzy elektrodami B i pomocniczą P natomiast potencjał mierzymy jako SEM ogniwa B - R. Krzywe uzyskane w ten sposób nazywamy krzywymi polaryzacji. Przykładowe krzywe przedstawione są na rys. 3. Dotyczą one elektrody Ag/Ag +. Dla i=0 elektroda znajduje się w stanie równowagi i jej E dane jest wzorem Nernsta, a gdy a Ag + = a utl = 1, to E = E. Jeżeli potencjał elektrody E jest bardziej dodatni od równowagowego (polaryzacja anodowa), to płynie prąd związany z reakcją utleniania Ag Ag + + e -. 16
18 Przy polaryzacji katodowej ujemny znak prądu informuje nas o odwrotnym kierunku reakcji, tj. wydzielaniu się srebra. Zauważmy, że począwszy od pewnej wartości potencjału przy polaryzacji katodowej wartość prądu przestaje wzrastać. Osiągnięta została tzw. graniczna gęstość prądu dyfuzyjnego i gr dana prawem Ficka: i = DnF δ! (c-c 0 ) (24) gdzie: D - współczynnik dyfuzji danego jonu δ - grubość warstewki dyfuzyjnej c - stężenie jonu w objętości roztworu c 0 - stężenie jonu bezpośrednio przy powierzchni elektrody. -i [ ma] cm 2 i gr + Ag + e Ag A B C 2 2-2H O + 2e H + 2OH I 0,059V + Ag Ag + e P -E [ V ] względem SEW Rys. 3. Krzywe polaryzacji elektrody Ag Ag + (c) krzywa A a Ag+ = 1 mol dm -3, krzywa B a Ag+ = 0,1 mol dm -3, krzywa C a Ag+ = 0,01 mol dm -3 I - bezpieczny i korzystny przedział gęstości prądu w kulometrii amperostatycznej (dla krzywej C) P - bezpieczny i korzystny przedział potencjału w kulometrii potencjostatycznej (dla krzywej C) 17
19 Gdy szybkość redukcji (przy odpowiednim E) jest tak duża, że wszystkie jony dochodzące do powierzchni elektrody ulegają rozładowaniu, to c 0 = 0, a i = i gr = DzF δ! c (25) Ilustrację do powyższego stanowi rys. 4. Gdy w procesie transportu jonów do elektrody istotną rolę odgrywa ich migracja w polu elektrycznym, to równanie (24) ma postać: i = DzF δ! (1-t + )! (c-c 0) (26) gdzie: t + - liczba przenoszenia kationu ulegającego redukcji. c c elektroda ( - ) c 0 A B roztwór c= 0 0 δ x Rys. 4. Zależność stężenia c kationów ulegających redukcji od odległości x od powierzchni elektrody płaskiej. Dla krzywej B; i B = i gr > i A Zjawisko migracji redukowanych kationów można wyeliminować stosując duży nadmiar nie reagującego w danych warunkach elektrolitu podstawowego. Na fakcie zależności i od stężenia oparte są rozmaite metody amperometryczne. Zmniejszenie wartości δ uzyskuje się stosując elektrody wirujące. Z zależności (25) można wyprowadzić szereg innych, obowiązujących dla szczegółowych przypadków, np.: równanie Ilkovica po uwzględnieniu zmiany powierzchni i objętości kropli rtęci podczas jej narastania u wylotu kapilary polarografu. 18
20 Dla celów kulometrii najistotniejsze są następujące wnioski: A. Nie można narzucić konkretnej elektrodzie zbyt dużej gęstości prądu, gdyż można, przekraczając i spowodować równoczesną redukcję innych trudniej redukowanych składników próbki, elektrolitu podstawowego, a nawet rozpuszczalnika (np. wody, patrz rys. 3). B. Pracując metodą potencjostatyczną należy wybrać właściwy zakres potencjału, tak aby wydzielanie było szybkie (przy dużym prądzie), ale równocześnie nie dochodziło do redukcji innych składników próbki. C. Można przeprowadzać selektywną redukcję kilku składników z roztworu poczynając od najłatwiej redukowalnego (np. najszlachetniejszego z obecnych w próbce metali) jeśli ich potencjały redukcji różnią się w dostatecznym stopniu. Np.: dla dwóch metali Me 1 i Me 2 o E o 1 i Eo 2, n 1 i n 2 - obecnych w roztworze w stężeniach c 1 i c 2, jeżeli chcemy wydzielić łatwiej redukowalny Me 1 w 99,99% przed rozpoczęciem redukcji drugiego musi być spełniony warunek: E 1 + RT n 1 F! ln (c 1! 10-4 ) E 2 + RT n 2 F! ln (c 2) III. Metody pomiaru i aparatura. III.1. Potencjometria 1.1. Potencjometria bezpośrednia: ph-metria i jonometria. Potencjometria bezpośrednia polega na wyznaczaniu stężenia danej substancji na podstawie pomiaru SEM odpowiedniego ogniwa pomiarowego z wykorzystaniem znanej zależności pomiędzy tymi dwiema wielkościami. Zależność ta dana jest teoretycznie równaniem Nernsta (9), które dla T = 298K ma postać: E = E + 0,059 n! lg (a Me n+) (27) dla elektrody wskaźnikowej o równowadze typu: Me n+ + ne - Me (28) gdzie: 0,059 [V] wynika z podstawienia wartości stałych i zamiany logarytmu naturalnego na dziesiętny. Mierząc więc wartość E oraz znając E i n można z równania (27) obliczyć interesujące nas a. Z wielu względów 19
21 bardzo rzadko możemy postępować w ten sposób i pożądaną zależność pomiędzy E oraz a musimy wyznaczyć eksperymentalnie (patrz pkt. III.1.1.4) przed przystąpieniem do analiz. Zauważmy wszakże, że wykres zależności E = f(lg a) powinien być linią prostą o nachyleniu 0,059 n i intercepcie E = E. Bardzo często oznacza się -lg a x = px. Najbardziej tradycyjnym symbolem tego typu jest ph, od dawna przyjęte jako miara kwasowości roztworów. Stąd potencjometryczne bezpośrednie oznaczanie kwasowości przyjęło nazwę ph-metrii. Dawniej ph definiowano jako ph = -lg[h+], była to tzw. stężeniowa skala ph zdefiniowana jeszcze przez Sörensena. Kolejnym sprecyzowaniem pojęcia ph była tzw. skala instrumentalna oparta na pomiarze SEM ogniwa.: Pt, H 2 (1 atm) HCl (c) KCl (3,5 mol/dm 3 ) KCl (0,1 mol/dm 3 ) Hg 2 Cl 2, Hg (29) dla którego: E = E + 0, ! T! lg [H + ] (30) lub E = E - 0, ! T! ph (30a) Na podstawie klasycznej teorii Arrheniusa wyznaczył Sörensen dla szeregu stężeń stopień dysocjacji α dla HCl (konduktometrycznie), przyjmując: [H + ] = α! c HCl (31) Po wprowadzeniu korekt na potencjał dyfuzyjny określił on E ogniwa na +0,3376 V w temp. 25 C definiując ph jako: ph = E - 0,3376 0,05916 (32) w tej temperaturze. Po ogłoszeniu teorii Debye'a-HűckeIa i stwierdzeniu niesłuszności wzoru 31) Sörensen podał znaną już definicję aktywnościową (skala aktywnościowa) ph = - lg a H+ (33) która w roztworach o sile jonowej poniżej 0,01 ma określony sens termodynamiczny, bowiem można założyć: a H + = c H +! f ± = c HCl! f ± (34) gdzie: f ± - średni jonowy współczynnik aktywności. Można wtedy mówić o termodynamicznej skali ph. 20
22 Długoletnie badania prowadzone zwłaszcza przez National Bureau of Standards w USA pozwoliły na określenie E różnego typu ogniw z elektrodą wodorową, następnie zaś wyznaczenie ph szeregu roztworów buforowych uznanych jako wzorce tzw. konwencjonalnej skali ph, przy przyjęciu definicji 33). Ustalono również precyzyjnie potencjały różnych elektrod odniesienia, względem standardowej elektrody wodorowej. Ostatecznie, za definicję ph uważając wzór 33), można wykorzystywać obecnie dwa wzory praktyczne do wyznaczania ph: a) stosując elektrodę wodorową jako wskaźnikową ph = E - E 0,05916 (35) gdzie: E - oznacza potencjał stosowanej elektrody odniesienia względem SEW, ze znakiem przeciwnym, E - potencjał elektrody wodorowej względem stosowanej elektrody odniesienia w badanym roztworze (mierzone SEM). Jest to zmodyfikowana instrumentalna skala ph. b) stosując ogniwo pomiarowe złożone z elektrody szklanej jako wskaźnikowej i dowolnej wybranej elektrody odniesienia ph x = ph wz + E x - E wz 0,05916 (36) gdzie: ph x - ph roztworu badanego, E x - SEM ogniwa pomiarowego w roztworze badanym, ph wz - ph buforu uznanego za wzorzec, E wz - SEM ogniwa pomiarowego w buforze. Wzór 36) stanowi podstawę tzw. praktycznej lub konwencjonalnej skali ph. Powyższe rozważania odnoszą się oczywiście do roztworów wodnych. Problem stworzenia uniwersalnej skali ph pozostaje nadal jeszcze nierozstrzygnięty. Aktualnie podejmowane są wysiłki dla stworzenia konwencjonalnych skal px dla innych jonów niż H +. 21
23 Elektrody wskaźnikowe. a) Elektrody pierwszego rodzaju Są to elektrody, na których zachodzi reakcja typu 28). Należy do nich również jedna elektroda gazowa (wodorowa). Elektrody te są odwracalne względem kationu, a ich potencjał dany jest wzorem 27). W praktyce analitycznej dość często stosowane, choć ich potencjał w wielu przypadkach nie jest wystarczająco dobrze odtwarzalny bez skomplikowanych przygotowań. Ostatnio wypierane są przez elektrody membranowe czułe na kationy. b) Elektrody drugiego rodzaju Są to elektrody odwracalne wzglądem anionu. Należy do nich np. elektroda chlorosrebrowa: Ag, AgCl Cl - (c) Jak widać składa się ona z przewodnika metalicznego pokrytego warstwą trudnorozpuszczalnej soli tego metalu i zanurzonego w roztworze zawierającym anion wspólny z solą trudnorozpuszczalną. Ich potencjał dany jest wzorem (na przykładzie elektrody chlorosrebrowej): E II = E o I + 0,059 lg a Ag+ (37) gdzie: E o I - potencjał standardowy elektrody pierwszego rodzaju. Jednak w warstwie przy powierzchni srebra, gdzie obecny jest trudnorozpuszczalny AgCl a Ag+ = K SO AgCl a Cl - (38) gdzie: K SO oznacza iloczyn rozpuszczalności. Zatem ostatecznie: E II = E o I + 0,059lg K SOAgCl a Cl - = Eo I + 0,059lg K SO AgCl - 0,059lg a Cl - = E o II + 0,059lg a Cl- (39) Widać stąd, że: E o II = Eo I + 0,059 lg K SO AgCl (39a) E o II - potencjał standardowy elektrody drugiego rodzaju. 22
24 Równowagę na powierzchni elektrody II rodzaju można zapisać jako np.: Ag + Cl - AgCl + e - Me + nx - MeX n + ne - W praktyce analitycznej często stosowane, choć również znajdują swoje odpowiedniki wśród elektrod membranowych. c) Elektrody trzeciego rodzaju Typu: Hg, Hg 2 C 2 O 4, CaC 2 O 4 Ca 2+ W praktyce analitycznej bardzo rzadko stosowane ze względu na długi czas ustalania się równowagi, a tym samym potencjału. Potencjał dany jest w tym przypadku równaniem E = E o III III + 0,059 2 lg a Ca 2+ d) Elektrody gazowe odwracalne względem anionu Typu: Pt, Cl 2 Cl - W praktyce analitycznej nie stosowane. e) Elektrody redoks Składają się one z przewodnika z metalu szlachetnego (najczęściej Pt, Au, lecz również odpowiednio preparowany grafit) zanurzonego w roztworze zawierającym układ redoks. Np.: Pt Fe 3+ (c 1 ), Fe 2+ (c 2 ) Zasadniczo na wszystkich elektrodach zachodzą procesy redoks. Do omawianej aktualnie grupy zalicza się te elektrody, w których obie formy - utleniona i zredukowana znajdują się w roztworze. Przewodnik spełnia tu 23
25 jedynie rolę przenośnika elektronów. Ich potencjał dany jest wzorem 9) a reakcję połówkową ogólnie zapisuje się jak reakcję (1). W praktyce analitycznej bardzo często stosowane, zwłaszcza w miareczkowaniach. Do elektrod tego typu należy rzadko już stosowana ph-metryczna elektroda chinhydronowa, w której istnieje następujący układ redoks: H + 2e f) Elektrody tlenkowe Składają się z metalu pokrytego warstwą tlenku tego metalu. Najbardziej znaną spośród nich jest elektroda antymonowa, stosowana dawniej do pomiaru ph : Sb, Sb 2 O 3 H + (c) Reakcja połówkowa: Sb 2 O 3 + 6H + + 6e - 2Sb + 3H 2 O zaś potencjał dany jest wzorem: E = E Sb/Sb2 O 3, H + + 0,059 lg a H + g) Jonoselektywne elektrody membranowe (EJS) Do grupy tej należą elektrody zawierające w sobie specjalnie spreparowaną membranę. Na powierzchni membrany stykającej się z badanym roztworem ustala się potencjał zależny od przesunięcia procesu wymiany jonowej między membraną a roztworem. Wewnętrzna powierzchnia membrany bądź połączona jest bezpośrednio z przewodnikiem elektronowym, bądź styka się z tzw. roztworem wewnętrznym, w którym umieszczona jest elektroda wyprowadzająca, np.: II rodzaju. Roztwór wewnętrzny zawierać musi jony, na które czuła jest membrana i jony pozostające w równowadze z elektrodą wyprowadzającą. W pierwszym przypadku mamy schemat: Me membrana roztwór badany 24
26 w drugim przypadku zaś np.: Ag, AgCl roztwór wewnętrzny CuCl 2 (c) membrana czuła na jony Cu 2+ roztwór badany Cu 2+ (c x ) W pierwszym przypadku na potencjał elektrody składa się potencjał powierzchniowy i potencjał dyfuzyjny procesów zachodzących wewnątrz membrany. E EJS = E pow + E dyf E pow jest funkcją logarytmu aktywności jonu, na który czuła jest membrana. W drugim przypadku zapisać można E EJS = E pow. zew. - E pow. wew. + E dyf + E AgCl/Cl - Ponieważ skład roztworu wewnętrznego jest stały, zatem E pow. wew. oraz E AgCl/Cl - są stałe i mogą być włączone do wartości E danej EJS. Widzimy więc, że przy identycznej membranie, w zależności od konstrukcji, elektrody różnić się będą wartościami E. Często zresztą niemożliwe jest bezpośrednie połączenie membrany z przewodnikiem elektronowym, jak np. w przypadku membran ciekłych i szklanych. Elektrody jonoselektywne pojawiły się na początku lat siedemdziesiątych i spotkały się z wielkim uznaniem analityków- praktyków, stwarzając również wdzięczne pole do popisu dla badaczy-teoretyków. W 1979 roku powstało już odrębne czasopismo pt.: "Journal of Ion-Selective Electrodes" co świadczyć może o bardzo burzliwym rozwoju tego działu potencjometrii. W wielu przypadkach stosuje się już te elektrody w praktyce analitycznej, choć nie sformułowano jeszcze szczegółowej teorii ich działania. Elektrody jonoselektywne produkowane są w bardzo wielu odmianach przez szereg firm, z których najbardziej znane i renomowane, to: Orion - USA, Phillips Holandia, Radelkis - Węgry, Crytur - Czechosłowacja, Radiometer - Dania. Niektóre z nich produkowano również w Polsce. Klasyfikacja EJS przedstawiona została na rysunku 5 i w tabeli 3. Omówienie poszczególnych klas tych elektrod zajęłoby tu zbyt wiele miejsca i dlatego konieczne jest zaznajomienie się z literaturą przedmiotu. Elektrody membranowe wyróżniają się spośród innych typów elektrod wskaźnikowych swą selektywnością. 25
27 Spotykane czasem określenie elektrody jonospecyficzne wydaje się już być przesadą. Rzeczywistą specyficzność, tj. zależność potencjału elektrody od stężenia (aktywności) jednego tylko jonu spotyka się niezmiernie rzadko. Niemniej selektywność jest bardzo cenną cechą tych elektrod. Ich potencjał opisany jest przez wzór Nikolskiego: E = E o + RT nf ln ( a i + Σ n K ij! a n/z j=1 j ) (40) gdzie: n - wartościowość jonu i, na który elektroda jest czuła, z - wartościowość jonu przeszkadzającego j, K ij - współczynnik selektywności (stała selektywności) elektrody czułej na jon i względem jonu j. EJS z membranami stałymi z membranami ciekłymi odmiany specjalne szklane z wymieniaczami jonowymi enzymatyczne homogeniczne (mono- lub krystaliczne "coated-wire") z nośnikami obojętnymi gazowe (CO, SO, NH ) heterogeniczne Rys. 5. Klasyfikacja membranowych elektrod jonoselektywnych (EJS) 26
28 Tabela 3. Podstawowe parametry wybranych jonoselektywnych elektrod membranowych Jon oznaczany Zakres stosowalności [mol dm -3 ] Wymagany zakres ph Jony przeszkadzające (współczynnik selektywności) Rodzaj membrany F OH - Stała, monokryształ, LaF 3 Ag +, S (0-14) Hg 2+ (10-7 ) Stała, homogeniczna - spiek polikrystaliczny Ag 2 S lub heterogeniczna Cl -, Ag S 2-, Br -, J -, CN - Stała, homo- lub heterogeniczna AgCl Br -, Ag S 2- (10 7 ) J - ( ) j.w. AgBr J -, Ag S 2- (10-7 ) j.w. AgJ CN S 2- (10-7 ) J - (10) Br - ( ) Cl - (10-6 ) j.w. AgJ + Ag 2 S Pb Ag +, Hg 2+, Cu 2+ j.w. Ag 2 S +PbS Cu S 2-, Ag +, Hg 2+ j.w. Ag 2 S CuS lub homogeniczna CuS K Na + ( ) Cs +, Rb +, NH 4 + Ciekła z nośnikiem obojętnym (walinomycyna) NO J - (20) Br - (0,1) - ClO 4 (10 3 ) Cl - ( ) NO 2, SO 2-4, CO 2-3, F - Ciekła z wymieniaczem jonowym Ni(o-fen) 3 (NO 3 ) 2 Szczególne miejsce ze względu na swą popularność oraz na fakt skonstruowania jej przez Habera i Klemensiewicza już w 1909 roku zajmuje zaliczona również do elektrod membranowych szklana elektroda ph-metryczna. Jej schemat można przedstawić podobnie do podanego już przykładu: Ag, AgCl HCl (0,1 mol dm 3 ) żel szkła hydratowanego szkło stałe żel szkła hydratowanego H + (c x ) elektroda wyprowadzająca roztwór wewnętrzny membrana 27
29 Membrana wykonana jest zwykle w postaci banieczki szklanej wypełnionej roztworem wewnętrznym. Powinna być przechowywana w wodzie destylowanej, aby na zewnętrznej powierzchni mogła powstać warstwa hydratowanego szkła zdolna wymienić swoje jony sodowe na jony wodorowe z roztworu badanego. Równowaga tej wymiany na zewnętrznej powierzchni banieczki, a tym samym zewnętrzny potencjał powierzchniowy i całkowity potencjał elektrody zależą od aktywności jonów wodorowych w roztworze. Przy małych stężeniach (a zatem i aktywnościach) jonów H +, a dużych - jonów takich jak Na +, K + w roztworze, również te ostatnie wchodzą w wymianę z jonami warstwy hydratowanej, powodując odchylenia od zachowania nernstowskiego. Należy wtedy uwzględniać K H + /Na + dla elektrody. Zachowanie takie nazywamy błędem sodowym. Wielkość tego błędu, a zatem również K ij, zależy od składu szkła. Można zresztą sporządzić szkło, w którego procesie wymiany brać będą udział głównie inne jony, np. Na +, K + etc., a jony H +, dopiero przy ph < 2. Kationy dwu- i więcej wartościowe również mogą brać udział w wymianie jonowej lecz znacznie wolniej dyfundują w głąb warstwy hydratowanej. Zaznaczyć należy, że prąd poprzez centralną warstwę banieczki przewodzony jest w procesie niejako łańcuchowego przemieszczania się jonów w sieci szkła, stąd wielka oporność elektrod szklanych. Warto dodać, że wymiana jonowa i powstawanie warstwy hydratowanej prowadzi do "zużywania się" elektrody, co powoduje pogarszanie jej własności, a w końcu zniszczenie. Elektrodę szklaną można stosować, choć nie przez zbyt długi okres czasu, w rozpuszczalnikach mieszanych i niewodnych, gdzie choć wyniki nie mogą być interpretowane teoretycznie, to jednak mogą być przydatne w praktyce analitycznej, np. miareczkowania. Jeżeli elektrodę szklaną zanurzyć w roztworze identycznym z jej roztworem wewnętrznym i jako elektrodę odniesienia zastosować również elektrodę chlorosrebrową, to SEM takiego ogniwa powinna być równa zeru. Nie zawsze tak jest, co ma związek z naprężeniami w szkle banieczki, a rejestrowaną wartość nazywamy potencjałem asymetrii elektrody. Wchodzi on zazwyczaj w wartość E o szkl.. Uwagi dotyczące oporności, zużywania się i potencjału asymetrii są słuszne dla wszystkich rodzajów elektrod membranowych Elektrody odniesienia i ciekłe połączenia. Podstawową elektrodą odniesienia jest standardowa elektroda wodorowa. Przyjęto bowiem potencjał standardowy elektrody wodorowej umownie za równy zeru w temperaturze 25 C. Zbudowana jest ona z blaszki platynowej pokrytej czernią platynową w ściśle określony sposób, zanurzonej w roztworze zawierającym jony H + o aktywności molowej równej jedności i omywanej wodorem gazowym o aktywności ciśnieniowej a = 1 atm (1, Pa). Nie jest ona wszakże praktyczna w stosowaniu, ze względu na wielką wrażliwość na 28
30 zanieczyszczenia, konieczność pracy z wodorem, utrzymywanie stałych warunków pracy itp., podobnie zresztą jak elektroda wodorowa jako wskaźnikowa. Do najczęściej stosowanych elektrod odniesienia należą: a) elektroda kalomelowa, najczęściej stosowana jako tzw. nasycona elektroda kalomelowa NEK. E wzgl SEW wynosi + 0,2412 V w temperaturze 25 C, czuła na ślady tlenu, przeszkadzają ślady Br -, jej potencjał najczęściej dryfuje w czasie skutkiem dysproporcjonowania kalomelu, wykazuje temperaturową histerezę potencjału. Wszystko to składa się na niepewność rzeczywistego potencjału rzędu kilku mv. Hg 2 Cl 2 + 2e - 2Hg + 2Cl - b) elektrody chlorosrebrowe. Najczęściej stosowane typy to: Ag, AgCl KCl (nas.) E wzgl SEW = + 0,1981 V Ag, AgCl KCl (1 mol! dm -3 ) E wzgl SEW = + 0,2223 V w temp. 25 C Ag, AgCl KCl (0,1 mol! dm -3 ) E wzgl SEW = + 0,2881 V Są to najlepiej odtwarzalne elektrody porównawcze, po kilkunastogodzinnym okresie starzenia potencjał ich ustala się, czułe na ślady Br -, przy stosowaniu HCl przeszkadza obecność tlenu. c) elektroda siarczanortęciowa Hg, Hg 2 SO 4 H 2 SO 4 (0,5 mol dm -3 ) E wzgl SEW = + 0,682 V w temp. 25 C Znany jest jeszcze szereg innych elektrod porównawczych, które dobierać należy w zależności od wymagań dokładności i od rodzaju analizy. Również dla roztworów niewodnych opisywane są liczne ich typy. Często jako elektrodę odniesienia stosuje się elektrodę szklaną umieszczoną w roztworze buforowym. Składniki elektrody są najczęściej umieszczone w rurce szklanej, w której ściankę lub denko wtopione jest ciekłe połączenie, w postaci najczęściej włókna azbestowego, spieku ceramicznego lub porowatego drucika palladowego, pomiędzy roztworem elektrody porównawczej i badanym. Czasem bywa to zwilżona powierzchnia szlifu szklanego zamykającego elektrodę. Połączenie to powinno charakteryzować się minimalnym wyciekiem, aby uniknąć np.: zanieczyszczenia roztworu badanego chlorkami przy ich oznaczaniu, wytrącenia się części oznaczanych jonów Ag + w porach ciekłego połączenia (można je zresztą w ten sposób zatkać), czy wreszcie rozcieńczenia roztworu wewnętrznego, o ile elektroda porównawcza nie jest 29
31 typu "nasyconego". Dlatego też w wielu przypadkach stosuje się agarowe mostki solne z nasyconymi roztworami KCl lub KNO 3. Dodatkowo pozwalają one zminimalizować potencjał dyfuzyjny ze względu aa zbliżone wartości liczb przenoszenia kationu i anionu w przypadku tych soli, zwłaszcza KCl. Firma "Orion" - USA produkuje tzw. elektrodę odniesienia z podwójnym ciekłym połączeniem, dostarczając ją z kilkoma różnymi roztworami pośredniczącymi ("mostkowymi"), co stanowi wygodną formę elektrody we wspólnej obudowie z małym mostkiem solnym. Wygodne, zwłaszcza w zastosowaniach przemysłowych, są tzw. elektrody kombinowane. Są to właściwie całe ogniwa we wspólnej obudowie. Przykładem może być polski typ SAgP-201 W. Jest to tzw. kombinowana elektroda szklana. Powyżej banieczki rurka elektrody podzielona jest na dwie połowy. W jednej umieszczona jest elektroda chlorosrebrowa wyprowadzająca, a w drugiej chlorosrebrowa odniesienia. Drugi z przedziałów ma w ściankę zewnętrzną wtopione ceramiczne połączenie elektrolityczne z roztworem badanym, do którego zanurza się całe ogniwo. l.l.3. Pomiary SEM. Jak już wspomniano we wstępnej części bateria zasilająca punktu II.3., jeżeli do biegunów ogniwa podłączymy zewnętrzne napięcie o wartości równej SEM, lecz skierowane przeciwnie, to w obwodzie ogniwa prąd nie popłynie, a więc 0 I B A C znajduje się ono w stanie quasi - rozwartym, I 0 potencjały elektrod są potencjałami równowagowymi, a znając wartość przyłożonego napięcia znamy wartość SEM. Jest to zasada działania układu kompensacyjnego Poggendorfa (rys. 6). Jeżeli jako ogniwo badane podłączymy wzorcowe źródło napięcia (np. ogniwo Westona) o E wz i skompensujemy je napięciem G E wz E x U wz = I! R OA (41) a następnie podłączymy jako ogniwo badane ogniwo pomiarowe o nieznanej E x i również Rys. 6. Układ kompensacyjny Poggendorfa do pomiaru SEM ogniwa. 30
32 przeprowadzimy kompensację, to: U x = I! R OB (42) Przyrównując I ze wzoru 41) i 42) otrzymamy: E wz R OA = E x R OB (43) lub: E x = E wz! R OB R OA (43a) Jeżeli R narasta liniowo na odcinku 0C, to możemy konkretnym położeniom suwaka przypisać konkretne wartości SEM. Dalsze udoskonalenia tego najprostszego potencjometru, to: - rozbicie oporu kompensacyjnego na dwa lub trzy szeregowe dla coraz dokładniejszej kompensacji, - ponieważ bateria zasilająca rozładowuje się, można w szereg z opornikami kompensacyjnymi wbudować opornik korygujący R k, tj. zmniejszający pobór prądu ze świeżej baterii i zwiększający go w miarę jej wyczerpywania. Należy wtedy co pewien czas nastawić na opornikach kompensacyjnych wartość SEM wz, podłączyć ogniwo wzorcowe i sprawdzić czy układ jest skompensowany, tj. I 0 = 0. Jeżeli nie, oznacza to spadek wartości I, którą należy wyregulować kompensując układ owym dodatkowym opornikiem. Potencjometry kompensacyjne, np.: duńskiej firmy Radiometr, należą do przyrządów bardzo dokładnych, lecz pomiary za ich pomocą są bardzo czasochłonne, zwłaszcza miareczkowania i dlatego stosuje się je częściej do wyznaczania wielkości fizykochemicznych, W analizie stosuje się najczęściej potencjometry bezpośredniego wskazania analogowe (wychyłowe) lub cyfrowe. Ich ostatnim stopniem jest zazwyczaj zwykły woltomierz wychyłowy lub cyfrowy o odpowiednim zakresie. Jednak aby spełnić warunek R v >> R og, gdzie: R v - oporność wejściowa woltomierza, R og - oporność wewnętrzna ogniwa, zwłaszcza zaś dla ogniw pomiarowych zawierających w swym składzie np.: elektrodę szklaną o oporności rzędu 1 10 MΩ, należy wprowadzić dodatkowe wysokooporowe stopnie wejściowe w postaci wzmacniaczy lampowych (wielostopniowych) lub wzmacniaczy operacyjnych (patrz "Zastosowanie wzmacniaczy operacyjnych w chemii analitycznej"). Oporność wejściowa potencjometru jest zasadniczo najważniejszym jego parametrem, determinującym wraz z klasą dokładności końcowego woltomierza dokładność pomiaru SEM. Szczególnego rodzaju miernikiem jest ph-metr. Jego stopniem wyjściowym jest również miliwoltomierz wychyłowy lub cyfrowy. Jednak jego wskazanie musi być nieraz całkiem odmienne niż wejściowa SEM. Najczęściej jego wskazania należy odczytywać tak, że np.: 952 mv oznaczają ph = 9,52. Jeżeli ogniwo pomiarowe 31
33 składa się z elektrody szklanej i NEK, to w roztworach o ph = 7 SEM takich ogniw E 0. Dla zrozumienia zasady działania ph-metru można oprzeć się na wzorze 35) gdzie obecnie E oznaczać będzie E elektrody szklanej względem NEK. Dla otrzymania napięcia na wyjściu ph-metru (mierzonego) liczbowo równego ph (jak w w/w przykładzie) należy odwrócić znak SEM, dodać do niego pewną wartość (E ) i sumę pomnożyć przez pewną wartość ( 1 0,05916 ). Łatwo to zrealizować za pomocą wzmacniaczy operacyjnych (patrz "Zastosowanie wzmacniaczy..."). Z reguły wartość czynnika E nie jest wartością stałą, zgodnie z tym co powiedziano o elektrodach szklanych, podobnie zresztą wartość mnożnika, bowiem zazwyczaj elektrody wykazują nachylenie mniejsze od nernstowskiego. Dlatego też najczęściej pracuje się wg zasady opisanej wzorem 36). Zanurza się elektrody w roztworze buforowym o danym ph i sprawdza, czy ph-metr rzeczywiście je pokazuje. Jeżeli nie - nastawia się właściwe wskazanie pokrętłem dodawania. Można zawierzyć, że stosowana elektroda szklana ma nachylenie nernstowskie (lub raczej takie jakie miała poprzednio stosowana na tym ph-metrze elektroda) i mierzyć od razu ph roztworów badanych. Jest to praca w oparciu o jeden bufor. Dla pewności jednak należy umieścić ogniwo w drugim buforze i sprawdzić, czy wskazanie jest prawdziwe, jeżeli nie - doprowadzić do poprawnego wskazania - tym razem pokrętłem mnożnika. Teraz pomiary w zakresie ph pomiędzy wartościami ph obu buforów powinny dawać rezultaty dokładne do 0,01 jednostki ph. Z reguły potencjometry bezpośredniego wskazania służą równocześnie jako ph-metry. Przełożenie wybieraka w położenie ph automatycznie powoduje włączenie układu sumującego i mnożącego. Gałka sumatora oznaczona jest zazwyczaj "Buffer adj.", a gałka układu mnożącego to gałka kompensacji temperatury (jak wiadomo nachylenie prostej E = f (lg a) zależy od T), przy której można najczęściej odczytać nachylenie charakterystyki badanej elektrody w % nachylenia nernstowskiego Metody ilościowe w potencjometrii bezpośredniej. Dwie zasadnicze uwagi odnośnie bezpośrednich analiz potencjometrycznych, to: a) odpowiedź elektrod jest związana z aktywnością badanego jonu, a analitykom chodzi zazwyczaj o stężenie, b) jeżeli nawet spełnione jest, że a c, to metodami bezpośrednimi oznaczyć można tylko stężenie wolnego jonu, a nie jego całkowite stężenie analityczne, zwane w literaturze zachodniej stężeniem formalnym. Cecha ta jest skądinąd pozytywna przy wykorzystaniu potencjometrii do fizykochemicznych badań równowag np.: kompleksowania. Podstawową metodą pomiarową w potencjometrii bezpośredniej dla pomiarów w szerokim zakresie stężeń jest metoda krzywej kalibracji. Krzywa taka jest przedstawiona na rys. 7a. Jest to krzywa E = f (-lg a) przydatna raczej dla badań fizykochemicznych. Sporządza się ją najczęściej w oparciu o tzw. bufory metaliczne (konwencjonalne skale pme). Jak widać jest ona linią prostą o nachyleniu zależnym od T, a wspólny punkt 32
1. za pomocą pomiaru SEM (siła elektromotoryczna róŝnica potencjałów dwóch elektrod) i na podstawie wzoru wyznaczenie stęŝenia,
Potencjometria Potencjometria instrumentalna metoda analityczna, wykorzystująca zaleŝność pomiędzy potencjałem elektrody wzorcowej, a aktywnością jonów lub cząstek w badanym roztworze (elektrody wskaźnikowej).
Bardziej szczegółowoMetody Badań Składu Chemicznego
Metody Badań Składu Chemicznego Wydział Inżynierii Materiałowej i Ceramiki Kierunek: Inżynieria Materiałowa (NIESTACJONARNE) Ćwiczenie 5: Pomiary SEM ogniwa - miareczkowanie potencjometryczne. Pomiary
Bardziej szczegółowoWYBRANE TECHNIKI ELEKTROANALITYCZNE
WYBRANE TECHNIKI ELEKTROANALITYCZNE seminarium dr inż. Piotr Konieczka, mgr inż. Agnieszka Kuczyńska Katedra Chemii Analitycznej, Wydział Chemiczny, Politechnika Gdańska Techniki elektroanalityczne: 1.pomiar
Bardziej szczegółowoK, Na, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Sn, Pb, H, Cu, Ag, Hg, Pt, Au
WSTĘP DO ELEKTROCHEMII (opracowanie dr Katarzyna Makyła-Juzak Elektrochemia jest działem chemii fizycznej, który zajmuje się zarówno reakcjami chemicznymi stanowiącymi źródło prądu elektrycznego (ogniwa
Bardziej szczegółowoPodstawowe pojęcia 1
Tomasz Lubera Półogniwo Podstawowe pojęcia 1 układ złożony z min. dwóch faz pozostających ze sobą w kontakcie, w którym w wyniku zachodzących procesów utleniania lub redukcji ustala się stan równowagi,
Bardziej szczegółowowykład 6 elektorochemia
elektorochemia Ogniwa elektrochemiczne Ogniwo elektrochemiczne składa się z dwóch elektrod będących w kontakcie z elektrolitem, który może być roztworem, cieczą lub ciałem stałym. Elektrolit wraz z zanurzona
Bardziej szczegółowoPODSTAWY KOROZJI ELEKTROCHEMICZNEJ
PODSTAWY KOROZJI ELEKTROCHEMICZNEJ PODZIAŁ KOROZJI ZE WZGLĘDU NA MECHANIZM Korozja elektrochemiczna zachodzi w środowiskach wilgotnych, w wodzie i roztworach wodnych, w glebie, w wilgotnej atmosferze oraz
Bardziej szczegółowoPotencjometryczna metoda oznaczania chlorków w wodach i ściekach z zastosowaniem elektrody jonoselektywnej
Potencjometryczna metoda oznaczania chlorków w wodach i ściekach z zastosowaniem elektrody jonoselektywnej opracowanie: dr Jadwiga Zawada Cel ćwiczenia: poznanie podstaw teoretycznych i praktycznych metody
Bardziej szczegółowoTŻ Wykład 9-10 I 2018
TŻ Wykład 9-10 I 2018 Witold Bekas SGGW Elementy elektrochemii Wiele metod analitycznych stosowanych w analityce żywnościowej wykorzystuje metody elektrochemiczne. Podział metod elektrochemicznych: Prąd
Bardziej szczegółowoPodział metod elektrochemicznych
Podział metod elektrochemicznych 1. potencjometryczne mierzymy potencjał elektrody, który jest funkcją aktywności analitu(ów) w roztworze 1. potencjometria bezpośrednia 2. miareczkowanie potencjometryczne
Bardziej szczegółowoA4.05 Instrukcja wykonania ćwiczenia
Katedra Chemii Fizycznej Uniwersytetu Łódzkiego A4.05 nstrukcja wykonania ćwiczenia Wyznaczanie współczynników aktywności soli trudno rozpuszczalnej metodą pomiaru rozpuszczalności Zakres zagadnień obowiązujących
Bardziej szczegółowo(1) Przewodnictwo roztworów elektrolitów
(1) Przewodnictwo roztworów elektrolitów 1. Naczyńko konduktometryczne napełnione 0,1 mol. dm -3 roztworem KCl w temp. 298 K ma opór 420 Ω. Przewodnictwo właściwe 0,1 mol. dm -3 roztworu KCl w tej temp.
Bardziej szczegółowoLABORATORIUM Z PODSTAW BIOFIZYKI ĆWICZENIE NR 4 1. CEL ĆWICZENIA
1. CEL ĆWICZENIA Pomiar potencjału dyfuzyjnego roztworów o różnych stężeniach jonów oddzielonych membranami: półprzepuszczalną i jonoselektywną w funkcji ich stężenia. Wykorzystanie równania Nernsta do
Bardziej szczegółowoĆwiczenie 1: Wyznaczanie warunków odporności, korozji i pasywności metali
Ćwiczenie 1: Wyznaczanie warunków odporności, korozji i pasywności metali Wymagane wiadomości Podstawy korozji elektrochemicznej, wykresy E-pH. Wprowadzenie Główną przyczyną zniszczeń materiałów metalicznych
Bardziej szczegółowoAkademickie Centrum Czystej Energii. Ogniwo paliwowe
Ogniwo paliwowe 1. Zagadnienia elektroliza, prawo Faraday a, pierwiastki galwaniczne, ogniwo paliwowe 2. Opis Główną częścią ogniwa paliwowego PEM (Proton Exchange Membrane) jest membrana złożona z katody
Bardziej szczegółowoĆwiczenie 2. Charakteryzacja niskotemperaturowego czujnika tlenu. (na prawach rękopisu)
Ćwiczenie 2. Charakteryzacja niskotemperaturowego czujnika tlenu (na prawach rękopisu) W analityce procesowej istotne jest określenie stężeń rozpuszczonych w cieczach gazów. Gazy rozpuszczają się w cieczach
Bardziej szczegółowoPOLITECHNIKA SZCZECIŃSKA INSTYTUT INŻYNIERII MATERIAŁOWEJ ZAKŁAD METALOZNAWSTWA I ODLEWNICTWA
POLITECHNIKA SZCZECIŃSKA INSTYTUT INŻYNIERII MATERIAŁOWEJ ZAKŁAD METALOZNAWSTWA I ODLEWNICTWA PRZEDMIOT: KOROZJA I OCHRONA PRZED KOROZJĄ ĆWICZENIA LABORATORYJNE Temat ćwiczenia: OGNIWA GALWANICZNE Cel
Bardziej szczegółowodla której jest spełniony warunek równowagi: [H + ] [X ] / [HX] = K
RÓWNOWAGI W ROZTWORACH Szwedzki chemik Svante Arrhenius w 1887 roku jako pierwszy wykazał, że procesowi rozpuszczania wielu substancji towarzyszy dysocjacja, czyli rozpad cząsteczek na jony naładowane
Bardziej szczegółowoKarta pracy III/1a Elektrochemia: ogniwa galwaniczne
Karta pracy III/1a Elektrochemia: ogniwa galwaniczne I. Elektroda, półogniwo, ogniowo Elektroda przewodnik elektryczny (blaszka metalowa lub pręcik grafitowy) który ma być zanurzony w roztworze elektrolitu
Bardziej szczegółowoĆ W I C Z E N I E 6. Nadnapięcie wydzielania wodoru na metalach
HYDROMETALURGIA METALI NIEŻELAZNYCH 1 Ć W I C Z E N I E 6 Nadnapięcie wydzielania wodoru na metalach WPROWADZENIE ażdej elektrodzie, na której przebiega reakcja elektrochemiczna typu: x Ox + ze y Red (6.1)
Bardziej szczegółowoMA M + + A - K S, s M + + A - MA
ROZPUSZCZANIE OSADU MA M + + A - K S, s X + ; Y - M + ; A - H + L - (A - ; OH - ) jony obce jony wspólne protonowanie A - kompleksowanie M + STRĄCANIE OSADU M + + A - MA IS > K S czy się strąci? przy jakim
Bardziej szczegółowoLABORATORIUM FIZYKI PAŃSTWOWEJ WYŻSZEJ SZKOŁY ZAWODOWEJ W NYSIE. Ćwiczenie nr 2 Temat: Wyznaczenie współczynnika elektrochemicznego i stałej Faradaya.
LABOATOIUM FIZYKI PAŃSTWOWEJ WYŻSZEJ SZKOŁY ZAWODOWEJ W NYSIE Ćwiczenie nr Temat: Wyznaczenie współczynnika elektrochemicznego i stałej Faradaya.. Wprowadzenie Proces rozpadu drobin związków chemicznych
Bardziej szczegółowoMateriały do zajęć dokształcających z chemii nieorganicznej i fizycznej. Część V
Materiały do zajęć dokształcających z chemii nieorganicznej i fizycznej Część V Wydział Chemii UAM Poznań 2011 POJĘCIA PODSTAWOWE Reakcjami utleniania i redukcji (oksydacyjno-redukcyjnymi) nazywamy reakcje,
Bardziej szczegółowoNAPIĘCIE ROZKŁADOWE. Ćwiczenie nr 37. I. Cel ćwiczenia. II. Zagadnienia wprowadzające
Ćwiczenie nr 37 NAPIĘCIE ROZKŁADOWE I. Cel ćwiczenia Celem ćwiczenia jest: przebadanie wpływu przemian chemicznych zachodzących na elektrodach w czasie elektrolizy na przebieg tego procesu dla układu:
Bardziej szczegółowoSchemat ogniwa:... Równanie reakcji:...
Zadanie 1. Wykorzystując dane z szeregu elektrochemicznego metali napisz schemat ogniwa, w którym elektroda cynkowa pełni rolę anody. Zapisz równanie reakcji zachodzącej w półogniwie cynkowym. Schemat
Bardziej szczegółowoPodstawy elektrochemii
Podstawy elektrochemii Elektrochemia bada procesy zachodzące na granicy elektrolit - elektroda Elektrony można wyciągnąć z elektrody bądź budując celkę elektrochemiczną, bądź dodając akceptor (np. kwas).
Bardziej szczegółowo10. OGNIWA GALWANICZNE
10. OGNIWA GALWANICZNE Zagadnienia teoretyczne Teoria powstawania potencjału, czynniki wpływające na wielkość potencjału elektrod metalowych. Wzór Nernsta. Potencjał normalny elektrody, rodzaje elektrod
Bardziej szczegółowo10. OGNIWA GALWANICZNE
10. OGNIWA GALWANICZNE Zagadnienia teoretyczne Teoria powstawania potencjału, czynniki wpływające na wielkość potencjału elektrod metalowych. Wzór Nernsta. Potencjał normalny elektrody, rodzaje elektrod
Bardziej szczegółowoELEKTROGRAWIMETRIA. Zalety: - nie trzeba strącać, płukać, sączyć i ważyć; - osad czystszy. Wady: mnożnik analityczny F = 1.
Zasada oznaczania polega na wydzieleniu analitu w procesie elektrolizy w postaci osadu na elektrodzie roboczej (katodzie lub anodzie) i wagowe oznaczenie masy osadu z przyrostu masy elektrody Zalety: -
Bardziej szczegółowoPrzewodnictwo elektrolitów (7)
Przewodnictwo elektrolitów (7) Rezystancja (opór bierny) dana jest wzorem (II prawo Ohma): U R = i 1 = κ l s U l = κ 1 i s i s U = j = κ = κ E l Chem. Fiz. TCH II/14 1 Gęstość prądu ważna wielkość w elektrochemii
Bardziej szczegółowoWPROWADZENIE DO ANALIZY INSTRUMENTALNEJ POTENCJOMETRIA
WPROWADZENIE DO ANALIZY INSTRUMENTALNEJ POTENCJOMETRIA Metody potencjometryczne wykorzystują zależność między stężeniem (a ściślej aktywnością) oznaczanego jonu w roztworze i potencjałem elektrycznym odpowiedniej
Bardziej szczegółowoĆwiczenie 25. Piotr Skołuda OGNIWA STĘŻENIOWE
Ćwiczenie 25 Piotr Skołuda OGNIWA STĘŻENIOWE Zagadnienia: Ogniwa stężeniowe z przenoszeniem i bez przenoszenia jonów. Ogniwa chemiczne, ze szczególnym uwzględnieniem ogniw wykorzystywanych w praktyce jako
Bardziej szczegółowoĆWICZENIE 2 KONDUKTOMETRIA
ĆWICZENIE 2 KONDUKTOMETRIA 1. Oznaczanie słabych kwasów w sokach i syropach owocowych metodą miareczkowania konduktometrycznego Celem ćwiczenia jest ilościowe oznaczenie zawartości słabych kwasów w sokach
Bardziej szczegółowoĆwiczenie 5 AN Potencjometryczna metoda oznaczania chlorków z zastosowaniem elektrody jonoselektywnej.
Ćwiczenie 5 AN Potencjometryczna metoda oznaczania chlorków z zastosowaniem elektrody jonoselektywnej. 1. Metoda potencjometryczna Układy do badań potencjometrycznych składają się z dwóch zasadniczych
Bardziej szczegółowoCel ogólny lekcji: Omówienie ogniwa jako źródła prądu oraz zapoznanie z budową ogniwa Daniella.
Piotr Chojnacki IV rok, informatyka chemiczna Liceum Ogólnokształcące Nr I we Wrocławiu Wrocław dn. 9 listopada 2005r Temat lekcji: Ogniwa jako źródła prądu. Budowa ogniwa Daniella. Cel ogólny lekcji:
Bardziej szczegółowoTemat 7. Równowagi jonowe w roztworach słabych elektrolitów, stała dysocjacji, ph
Temat 7. Równowagi jonowe w roztworach słabych elektrolitów, stała dysocjacji, ph Dysocjacja elektrolitów W drugiej połowie XIX wieku szwedzki chemik S.A. Arrhenius doświadczalnie udowodnił, że substancje
Bardziej szczegółowoOGNIWA GALWANICZNE I SZREG NAPIĘCIOWY METALI ELEKTROCHEMIA
1 OGNIWA GALWANICZNE I SZREG NAPIĘCIOWY METALI ELEKTROCHEMIA PRZEMIANY CHEMICZNE POWODUJĄCE PRZEPŁYW PRĄDU ELEKTRYCZNEGO. PRZEMIANY CHEMICZNE WYWOŁANE PRZEPŁYWEM PRĄDU. 2 ELEKTROCHEMIA ELEKTROCHEMIA dział
Bardziej szczegółowoWrocław dn. 22 listopada 2005 roku. Temat lekcji: Elektroliza roztworów wodnych.
Piotr Chojnacki IV rok, informatyka chemiczna Liceum Ogólnokształcące Nr I we Wrocławiu Wrocław dn. 22 listopada 2005 roku Temat lekcji: Elektroliza roztworów wodnych. Cel ogólny lekcji: Wprowadzenie pojęcia
Bardziej szczegółowoPytania przykładowe na kolokwium zaliczeniowe z Podstaw Elektrochemii i Korozji
Pytania przykładowe na kolokwium zaliczeniowe z Podstaw Elektrochemii i Korozji Kolokwium obejmuje zakres materiału z wykładów oraz konwersatorium. Pytania na kolokwium mogą się różnić od pytań przedstawionych
Bardziej szczegółowoFizykochemiczne podstawy elektrochemicznych metod analizy
Fizykochemiczne podstawy elektrochemicznych metod analizy Robert Piech Elektroanalityczne metody analizy stanowią liczną grupę metod instrumentalnych, przydatnych szczególnie w analizie próbek ciekłych
Bardziej szczegółowoKatedra Inżynierii Materiałowej
Katedra Inżynierii Materiałowej Instrukcja do ćwiczenia z Biomateriałów Polaryzacyjne badania korozyjne mgr inż. Magdalena Jażdżewska Gdańsk 2010 Korozyjne charakterystyki stałoprądowe (zależności potencjał
Bardziej szczegółowoPolarografia jest metodą elektroanalityczną, w której bada się zależność natężenia prądu płynącego przez badany roztwór w funkcji przyłożonego do
Polarografia Polarografia jest metodą elektroanalityczną, w której bada się zależność natężenia prądu płynącego przez badany roztwór w funkcji przyłożonego do elektrod napięcia lub w funkcji potencjału
Bardziej szczegółowoWYKŁAD 13 Przewodnictwo roztworów elektrolitów. Konduktometria nanotechnologia II rok 1
WYKŁAD 13 Przewodnictwo roztworów elektrolitów. Konduktometria 2013-06-03 nanotechnologia II rok 1 Przewodnictwo elektrolitów Skąd wiadomo, że w roztworach wodnych elektrolitów istnieją jony? Eksperymenty
Bardziej szczegółowoELEMENTY ANALIZY INSTRUMENTALNEJ. Ćwiczenie 2 Temat: Potencjometria bezpośrednia i pośrednia (miareczkowanie potencjometryczne) POTENCJOMETRIA
ELEMENTY ANALIZY INSTRUMENTALNEJ Ćwiczenie 2 Temat: Potencjometria bezpośrednia i pośrednia (miareczkowanie potencjometryczne) POTENCJOMETRIA Metody potencjometryczne wykorzystują zależność między stężeniem
Bardziej szczegółowoWYMAGANIA DO KOLOKWIUM
Aktualizacja 1 X 2016r. ĆWICZENIE 1 Absorpcjometria. Jednoczesne oznaczanie Cr 3+ i Mn 2+ w próbce. 1. Podział metod optycznych (długości fal, mechanizm powstawania widma, nomenklatura itp.), 2. Mechanizm
Bardziej szczegółowoElektrochemia - prawa elektrolizy Faraday a. Zadania
Elektrochemia - prawa elektrolizy Faraday a Zadania I prawo Faraday a Masa substancji wydzielonej na elektrodach podczas elektrolizy jest proporcjonalna do natężenia prądu i czasu trwania elektrolizy q
Bardziej szczegółowoOCENA CZYSTOŚCI WODY NA PODSTAWIE POMIARÓW PRZEWODNICTWA. OZNACZANIE STĘŻENIA WODOROTLENKU SODU METODĄ MIARECZKOWANIA KONDUKTOMETRYCZNEGO
OCENA CZYSTOŚCI WODY NA PODSTAWIE POMIAÓW PZEWODNICTWA. OZNACZANIE STĘŻENIA WODOOTLENKU SODU METODĄ MIAECZKOWANIA KONDUKTOMETYCZNEGO Instrukcja do ćwiczeń opracowana w Katedrze Chemii Środowiska Uniwersytetu
Bardziej szczegółowoCelem ćwiczenia jest wyznaczenie charakterystyki prądowo- napięciowej elektrolizera typu PEM,
Ćw.2 Elektroliza wody za pomocą ogniwa paliwowego typu PEM Celem ćwiczenia jest wyznaczenie charakterystyki prądowo- napięciowej elektrolizera typu PEM, A także określenie wydajności tego urządzenia, jeśli
Bardziej szczegółowoĆwiczenie 8 (studenci biotechnologii) Potencjometria Potencjometryczne wyznaczanie PK miareczkowania słabego kwasu
Ćwiczenie 8 (studenci biotechnologii) Potencjometria Potencjometryczne wyznaczanie PK miareczkowania słabego kwasu Potencjometria Klasyczne miareczkowanie od miareczkowania potencjometrycznego różni się
Bardziej szczegółowoWyznaczanie stałej i stopnia dysocjacji kwasu octowego i chlorooctowego
Wyznaczanie stałej i stopnia dysocjacji kwasu octowego i chlorooctowego (opracowanie: Barbara Krajewska) Celem ćwiczenia jest: 1) wyznaczenie stałych dysocjacji K a dwóch słabych kwasów: octowego CH 3
Bardziej szczegółowoRóżne dziwne przewodniki
Różne dziwne przewodniki czyli trzy po trzy o mechanizmach przewodzenia prądu elektrycznego Przewodniki elektronowe Metale Metale (zwane również przewodnikami) charakteryzują się tym, że elektrony ich
Bardziej szczegółowoCzym jest prąd elektryczny
Prąd elektryczny Ruch elektronów w przewodniku Wektor gęstości prądu Przewodność elektryczna Prawo Ohma Klasyczny model przewodnictwa w metalach Zależność przewodności/oporności od temperatury dla metali,
Bardziej szczegółowoLABORATORIUM KOROZJI MATERIAŁÓW PROTETYCZNYCH
INSTYTUT INŻYNIERII MATERIAŁOWEJ POLITECHNIKA ŁÓDZKA INSTRUKCJA DO ĆWICZEŃ LABORATORYJNYCH LABORATORIUM KOROZJI MATERIAŁÓW PROTETYCZNYCH ĆWICZENIE NR 6 WYZNACZANIE KRZYWYCH POLARYZACJI KATODOWEJ I ANODOWEJ
Bardziej szczegółowoElektrochemia - szereg elektrochemiczny metali. Zadania
Elektrochemia - szereg elektrochemiczny metali Zadania Czym jest szereg elektrochemiczny metali? Szereg elektrochemiczny metali jest to zestawienie metali według wzrastających potencjałów normalnych. Wartości
Bardziej szczegółowoĆWICZENIE 16 Potencjały równowagowe elektrod siła elektromotoryczna ogniw.
ĆWICZENIE 16 Potencjały równowagowe elektrod siła elektromotoryczna ogniw. Wprowadzenie: Przewodnik elektronowy (np. metal, grafit) zanurzony w elektrolicie (np. wodne roztwory soli, kwasów, zasad; stopiona
Bardziej szczegółowoPomiar rezystancji metodą techniczną
Pomiar rezystancji metodą techniczną Cel ćwiczenia. Poznanie metod pomiarów rezystancji liniowych, optymalizowania warunków pomiaru oraz zasad obliczania błędów pomiarowych. Zagadnienia teoretyczne. Definicja
Bardziej szczegółowoE dec. Obwód zastępczy. Napięcie rozkładowe
Obwód zastępczy Obwód zastępczy schematyczny obwód elektryczny, ilustrujący zachowanie się badanego obiektu w polu elektrycznym. Elementy obwodu zastępczego (oporniki, kondensatory, indukcyjności,...)
Bardziej szczegółowoPrzewodnictwo elektrolitów (7)
Przewodnictwo elektrolitów (7) Rezystancja (opór bierny) dana jest wzorem (II prawo Ohma): R = U i 1 = κ l s U l = κ 1 i s i s U = j = κ = κ l E Chem. Fiz. TCH II/14 1 Wyznaczanie liczb przenoszenia (1)
Bardziej szczegółowoFe +III. Fe +II. elektroda powierzchnia metalu (lub innego przewodnika), na której zachodzi reakcja wymiany ładunku (utleniania, bądź redukcji)
Elektrochemia przedmiotem badań są m.in. procesy chemiczne towarzyszące przepływowi prądu elektrycznego przez elektrolit, którym są stopy i roztwory związków chemicznych zdolnych do dysocjacji elektrolitycznej
Bardziej szczegółowoLaboratorium Podstaw Biofizyki Pomiar potencjału dyfuzyjnego i błonowego 4
CEL ĆWICZENIA Pomiar potencjału dyfuzyjnego roztworów o różnych stężeniach jonów oddzielonych membranami: półprzepuszczalną i jonoselektywną w funkcji ich stężenia. Wykorzystanie równania Nernsta do wyznaczenia
Bardziej szczegółowoBIOTECHNOLOGIA. Materiały do ćwiczeń rachunkowych z chemii fizycznej kinetyka chemiczna, 2014/15
Zadanie 1. BIOTECHNOLOGIA Materiały do ćwiczeń rachunkowych z chemii fizycznej kinetyka chemiczna, 014/15 W temperaturze 18 o C oporność naczyńka do pomiaru przewodności napełnionego 0,0 M wodnym roztworem
Bardziej szczegółowoElektrochemia. Zakład Chemii Medycznej Pomorski Uniwersytet Medyczny
Elektrochemia Zakład Chemii Medycznej Pomorski Uniwersytet Medyczny Elektrochemia Dział chemii fizycznej zajmujący się procesami jakie zachodzą w roztworze elektrolitu, związanymi: 1. z powstawaniem potencjału
Bardziej szczegółowoPODSTAWY CHEMII INŻYNIERIA BIOMEDYCZNA. Wykład 2
PODSTAWY CEMII INŻYNIERIA BIOMEDYCZNA Wykład Plan wykładu II,III Woda jako rozpuszczalnik Zjawisko dysocjacji Równowaga w roztworach elektrolitów i co z tego wynika Bufory ydroliza soli Roztwory (wodne)-
Bardziej szczegółowoRepetytorium z wybranych zagadnień z chemii
Repetytorium z wybranych zagadnień z chemii Mol jest to liczebność materii występująca, gdy liczba cząstek (elementów) układu jest równa liczbie atomów zawartych w masie 12 g węgla 12 C (równa liczbie
Bardziej szczegółowoWyciskamy z cytryny... prąd elektryczny. Wpisany przez Administrator środa, 04 lipca :26 -
Jak nazwa działu wskazuje będę tu umieszczał różne rozwiązania umożliwiające pozyskiwanie energii elektrycznej z niekonwencjonalnych źródeł. Zaczniemy od eksperymentu, który każdy może wykonać sobie w
Bardziej szczegółowoWYKAZ NAJWAŻNIEJSZYCH SYMBOLI
SPIS TREŚCI WYKAZ NAJWAŻNIEJSZYCH SYMBOLI...7 PRZEDMOWA...8 1. WSTĘP...9 2. MATEMATYCZNE OPRACOWANIE WYNIKÓW POMIARÓW...10 3. LEPKOŚĆ CIECZY...15 3.1. Pomiar lepkości...16 3.2. Lepkość względna...18 3.3.
Bardziej szczegółowoBadanie własności hallotronu, wyznaczenie stałej Halla (E2)
Badanie własności hallotronu, wyznaczenie stałej Halla (E2) 1. Wymagane zagadnienia - ruch ładunku w polu magnetycznym, siła Lorentza, pole elektryczne - omówić zjawisko Halla, wyprowadzić wzór na napięcie
Bardziej szczegółowoMiareczkowanie kulometryczne
KULOMETRIA Oznaczanie reduktorów metodą miareczkowania kulometrycznego amperostatycznego Dr Dorota Gugała-Fekner, Zakład Chemii Analitycznej i Analizy Instrumentalnej, Wydział Chemii UMCS w Lublinie Materiały
Bardziej szczegółowoNatężenie prądu elektrycznego
Natężenie prądu elektrycznego Wymuszenie w przewodniku różnicy potencjałów powoduje przepływ ładunków elektrycznych. Powszechnie przyjmuje się, że przepływający prąd ma taki sam kierunek jak przepływ ładunków
Bardziej szczegółowoMetody badań składu chemicznego
Wydział Inżynierii Materiałowej i Ceramiki Kierunek: Inżynieria Materiałowa Metody badań składu chemicznego Ćwiczenie : Elektrochemiczna analiza śladów (woltamperometria) (Sprawozdanie drukować dwustronnie
Bardziej szczegółowoInżynieria Środowiska
ROZTWORY BUFOROWE Roztworami buforowymi nazywamy takie roztwory, w których stężenie jonów wodorowych nie ulega większym zmianom ani pod wpływem rozcieńczania wodą, ani pod wpływem dodatku nieznacznych
Bardziej szczegółowoELEKTROCHEMIA. Podstawy
ELEKTROCHEMIA Podstawy 1 Reakcje przenoszenia Przenoszenie atomu HCl (g) + H 2 OCl - (aq) + H 3 O + (aq) Przenoszenie elektronu Cu (s) +2Ag + (aq) Cu 2+ (aq) +2Ag (s) utlenianie -2e - +2e - redukcja 3
Bardziej szczegółowoChemia analityczna. Redoksymetria. Zakład Chemii Medycznej Pomorskiego Uniwersytetu Medycznego
Chemia analityczna Redoksymetria Zakład Chemii Medycznej Pomorskiego Uniwersytetu Medycznego Miareczkowanie redoksymetryczne Oksydymetria - miareczkowanie reduktora utleniaczem (częstsze - utleniacz nie
Bardziej szczegółoworelacje ilościowe ( masowe,objętościowe i molowe ) dotyczące połączeń 1. pierwiastków w związkach chemicznych 2. związków chemicznych w reakcjach
1 STECHIOMETRIA INTERPRETACJA ILOŚCIOWA ZJAWISK CHEMICZNYCH relacje ilościowe ( masowe,objętościowe i molowe ) dotyczące połączeń 1. pierwiastków w związkach chemicznych 2. związków chemicznych w reakcjach
Bardziej szczegółowoWYZNACZANIE STAŁEJ DYSOCJACJI SŁABEGO KWASU ORGANICZNEGO
10 WYZNACZANIE STAŁEJ DYSOCJACJI SŁABEGO KWASU ORGANICZNEGO CEL ĆWICZENIA Poznanie podstawowych zagadnień teorii dysocjacji elektrolitycznej i problemów związanych z właściwościami kwasów i zasad oraz
Bardziej szczegółowoELEKTRODY i OGNIWA. Elektrody I rodzaju - elektrody odwracalne wzgl dem kationu; metal zanurzony w elektrolicie zawieraj cym jony tego metalu.
ELEKTRODY i OGNIWA Elektrody I rodzaju - elektrody odwracalne wzgl dem kationu; metal zanurzony w elektrolicie zawieraj cym jony tego metalu. Me z+ + z e Me Utl + z e Red RÓWNANIE NERNSTA Walther H. Nernst
Bardziej szczegółowoAUTOMATYKA I POMIARY LABORATORIUM - ĆWICZENIE NR 13 WŁAŚCIWOŚCI METROLOGICZNE POTENCJOMETRYCZNYCH CZUJNIKÓW GAZOWYCH
AUTOMATYKA I POMIARY LABORATORIUM - ĆWICZENIE NR 13 WŁAŚCIWOŚCI METROLOGICZNE POTENCJOMETRYCZNYCH CZUJNIKÓW GAZOWYCH Występowanie dwutlenku węgla w atmosferze i powolny wzrost jego stęŝenia jest główną
Bardziej szczegółowoODCZYN WODY BADANIE ph METODĄ POTENCJOMETRYCZNĄ
ODCZYN WODY BADANIE ph METODĄ POTENCJOMETRYCZNĄ Instrukcja do ćwiczeń opracowana w Katedrze Chemii Środowiska Uniwersytetu Łódzkiego. 1. Wprowadzenie 1.1. Odczyn wody Odczyn roztworu określa stężenie,
Bardziej szczegółowoWyznaczanie parametrów równania Tafela w katodowym wydzielaniu metali na elektrodzie platynowej
Ćwiczenie 2. Wyznaczanie parametrów równania Tafela w katodowym wydzielaniu metali na elektrodzie platynowej 1. Przygotowanie do wykonania ćwiczenia. 1.1. Włączyć zasilacz potencjostatu i nastawić go na
Bardziej szczegółowoPOLITECHNIKA POZNAŃSKA ZAKŁAD CHEMII FIZYCZNEJ ĆWICZENIA PRACOWNI CHEMII FIZYCZNEJ
WARTOŚĆ ph ROZTWORÓW WODNYCH WSTĘP 1. Wartość ph wody i roztworów Woda dysocjuje na jon wodorowy i wodorotlenowy: H 2 O H + + OH (1) Stała równowagi tej reakcji, K D : wyraża się wzorem: K D = + [ Η ][
Bardziej szczegółowoFragmenty Działu 8 z Tomu 1 PODSTAWY ELEKTROCHEMII
Fragmenty Działu 8 z Tomu 1 PODSTAWY ELEKTROCHEMII O G N I W A Zadanie 867 (2 pkt.) Wskaż procesy, jakie zachodzą podczas pracy ogniwa niklowo-srebrowego. Katoda Anoda Zadanie 868* (4 pkt.) W wodnym roztworze
Bardziej szczegółowoOznaczanie zawartości fluorków w naparze herbacianym z wykorzystaniem potencjometrii bezpośredniej
Oznaczanie zawartości fluorków w naparze herbacianym z wykorzystaniem potencjometrii bezpośredniej Celem tego ćwiczenia laboratoryjnego jest zbadanie zawartości jonów fluorkowych w naparach herbacianych
Bardziej szczegółowoElektrochemia jest to dział chemii fizycznej, obejmuje (wg. klasycznego podziału): Elektrodykę zajmuje się prawami chemicznymi, które powodują
Eektrochemia Eektrochemia jest to dział chemii fizycznej, obejmuje (wg. kasycznego podziału): Eektrodykę zajmuje się prawami chemicznymi, które powodują przepływ prądu ekektycznego, reakcje chemiczne powodujące
Bardziej szczegółowoLI OLIMPIADA FIZYCZNA ETAP II Zadanie doświadczalne
LI OLIMPIADA FIZYCZNA ETAP II Zadanie doświadczalne ZADANIE D1 Cztery identyczne diody oraz trzy oporniki o oporach nie różniących się od siebie o więcej niż % połączono szeregowo w zamknięty obwód elektryczny.
Bardziej szczegółowoPrzedmiot: Chemia budowlana Zakład Materiałoznawstwa i Technologii Betonu
Przedmiot: Chemia budowlana Zakład Materiałoznawstwa i Technologii Betonu Ćw. 4 Kinetyka reakcji chemicznych Zagadnienia do przygotowania: Szybkość reakcji chemicznej, zależność szybkości reakcji chemicznej
Bardziej szczegółowo1 Kinetyka reakcji chemicznych
Podstawy obliczeń chemicznych 1 1 Kinetyka reakcji chemicznych Szybkość reakcji chemicznej definiuje się jako ubytek stężenia substratu lub wzrost stężenia produktu w jednostce czasu. ν = c [ ] 2 c 1 mol
Bardziej szczegółowoObliczenia chemiczne. Zakład Chemii Medycznej Pomorski Uniwersytet Medyczny
Obliczenia chemiczne Zakład Chemii Medycznej Pomorski Uniwersytet Medyczny 1 STĘŻENIA ROZTWORÓW Stężenia procentowe Procent masowo-masowy (wagowo-wagowy) (% m/m) (% w/w) liczba gramów substancji rozpuszczonej
Bardziej szczegółowoSpis treści. Wstęp. Roztwory elektrolitów
Spis treści 1 Wstęp 1.1 Roztwory elektrolitów 1.2 Aktywność elektrolitów 1.3 Teorie kwasów i zasad 1.3.1 Teoria Arrheniusa 1.3.2 Teoria Lowry ego-brönsteda 1.3.3 Teoria Lewisa 1.4 Roztwory buforowe 1.5
Bardziej szczegółowoDielektryki polaryzację dielektryka Dipole trwałe Dipole indukowane Polaryzacja kryształów jonowych
Dielektryki Dielektryk- ciało gazowe, ciekłe lub stałe niebędące przewodnikiem prądu elektrycznego (ładunki elektryczne wchodzące w skład każdego ciała są w dielektryku związane ze sobą) Jeżeli do dielektryka
Bardziej szczegółowoELEKTROCHEMIA ZAKŁAD CHEMII MEDYCZNEJ POMORSKI UNIWERSYTET MEDYCZNY
ELEKTROCHEMIA ZAKŁAD CHEMII MEDYCZNEJ POMORSKI UNIWERSYTET MEDYCZNY Co to jest elektrochemia? Dział chemii fizycznej zajmujący się procesami jakie zachodzą w roztworze elektrolitu, związanymi: 1. z powstawaniem
Bardziej szczegółowoWzmacniacze operacyjne
Wzmacniacze operacyjne Cel ćwiczenia Celem ćwiczenia jest badanie podstawowych układów pracy wzmacniaczy operacyjnych. Wymagania Wstęp 1. Zasada działania wzmacniacza operacyjnego. 2. Ujemne sprzężenie
Bardziej szczegółowoSem nr. 10. Elektrochemia układów równowagowych. Zastosowanie
Sem nr. 10. lektrochemia układów równowaowych. Zastosowanie Potencjometryczne wyznaczanie ph a utl + νe a red Substrat produkt a-aktywność formy utlenionej, b-aktywnośc ormy zredukowanej = o RT νf ln a
Bardziej szczegółowoPRAWO OHMA DLA PRĄDU PRZEMIENNEGO
ĆWICZENIE 53 PRAWO OHMA DLA PRĄDU PRZEMIENNEGO Cel ćwiczenia: wyznaczenie wartości indukcyjności cewek i pojemności kondensatorów przy wykorzystaniu prawa Ohma dla prądu przemiennego; sprawdzenie prawa
Bardziej szczegółowoLaboratorium z Konwersji Energii. Ogniwo Paliwowe PEM
Laboratorium z Konwersji Energii Ogniwo Paliwowe PEM 1.0 WSTĘP Ogniwo paliwowe typu PEM (ang. PEM FC) Ogniwa paliwowe są urządzeniami elektro chemicznymi, stanowiącymi przełom w dziedzinie źródeł energii,
Bardziej szczegółowoNazwisko i imię: Zespół: Data: Ćwiczenie nr 35: Elektroliza
Nazwisko i imię: Zespół: Data: Ćwiczenie nr 35: Elektroliza Cel ćwiczenia: Wyznaczenie stałej Faradaya oraz równoważnika elektrochemicznego miedzi metodą elektrolizy. Literatura [1] Kąkol Z., Fizyka dla
Bardziej szczegółowoKONDUKTOMETRIA. Konduktometria. Przewodnictwo elektrolityczne. Przewodnictwo elektrolityczne zaleŝy od:
KONDUKTOMETRIA Konduktometria Metoda elektroanalityczna oparta na pomiarze przewodnictwa elektrolitycznego, którego wartość ulega zmianie wraz ze zmianą stęŝenia jonów zawartych w roztworze. Przewodnictwo
Bardziej szczegółowoObliczenia stechiometryczne, bilansowanie równań reakcji redoks
Obliczenia stechiometryczne, bilansowanie równań reakcji redoks Materiały pomocnicze do zajęć wspomagających z chemii opracował: dr Błażej Gierczyk Wydział Chemii UAM Obliczenia stechiometryczne Podstawą
Bardziej szczegółowoLVI OLIMPIADA FIZYCZNA (2006/2007). Stopień III, zadanie doświadczalne D
LI OLIMPIADA FIZYCZNA (26/27). Stopień III, zadanie doświadczalne D Źródło: Autor: Nazwa zadania: Działy: Słowa kluczowe: Komitet Główny Olimpiady Fizycznej. Andrzej ysmołek Komitet Główny Olimpiady Fizycznej,
Bardziej szczegółowoPOLITECHNIKA WARSZAWSKA WYDZIAŁ ELEKTRYCZNY. PRACOWNIA MATERIAŁOZNAWSTWA ELEKTROTECHNICZNEGO KWNiAE
POLITECHNIK WRSZWSK WYDZIŁ ELEKTRYCZNY PRCOWNI MTERIŁOZNWSTW ELEKTROTECHNICZNEGO KWNiE ĆWICZENIE 11 WYZNCZNIE ELEKTROCHEMICZNEGO RÓWNOWśNIK MIEDZI ORZ STŁEJ FRDY 1. Elektrolity i przewodnictwo jonowe Ogólnie
Bardziej szczegółowoElektrochemia cz.1 Podstawy i jonika
Chemia Wydział SiMR, kierunek IPEiH I rok I stopnia studiów, semestr I dr inż. Leszek Niedzicki Elektrochemia cz.1 Podstawy i jonika Elektrolit - przypomnienie Ciecz lub ciało stałe przewodzące prąd za
Bardziej szczegółowo