ELEKTROCHEMIA ZAKŁAD CHEMII MEDYCZNEJ POMORSKI UNIWERSYTET MEDYCZNY

Transkrypt

1 ELEKTROCHEMIA ZAKŁAD CHEMII MEDYCZNEJ POMORSKI UNIWERSYTET MEDYCZNY

2 Co to jest elektrochemia? Dział chemii fizycznej zajmujący się procesami jakie zachodzą w roztworze elektrolitu, związanymi: 1. z powstawaniem potencjału elektrycznego elektrody 2. z działaniem pola elektrycznego wywołanego różnicą potencjałów elektrod

3 Elektrochemia Przekazanie elektronu pomiędzy dwoma związkami (spalanie, oddychanie, fotosynteza, korozja)- reakcje redoks Reakcje redoks stanowią podstawę wielu procesów biologicznych i przemysłowych, stanowią podstawę wytwarzania energii elektrycznej w reakcji chemicznej, a także możliwość badania reakcji za pomocą pomiarów wielkości elektrycznych Pomiary elektrochemiczne są także szeroko stosowane w termodynamicznej ocenie możliwości przebiegu reakcji, trwałości związków oraz do szczegółowej analizy mechanizmu przekazywania sygnału w neuronach.

4 Pojęcia elektrochemiczne ELEKTRODA Ma dostarczyć informacji o tym, co dzieje się w roztworze Elektrodą może być pręt, blaszka, drut, gwóźdź, złoty pierścień czy srebrna łyżeczka zanurzone w roztworze zawierającym jony tego metalu To sonda łącznie z otaczającym ją roztworem jonów metalu, z jakiego jest wykonana, pozostająca w równowadze z tymi jonami (metal- roztwór) POTENCJAŁ Zdolność elektrody do wytworzenia ładunku elektrycznego Elektryczny elektrody opisuje stan pola elektrycznego wokół tej elektrody

5 Pojęcia elektrochemiczne PÓŁOGNIWO układ, w którym istnieje równowaga pomiędzy dwoma różnymi stopnia utlenienia formami tej samej substancji np. układ metal-roztwór soli metalu, w skrócie M M n+ stanowi półogniwo co do REAKCJA ELEKTRODOWA (reakcja połówkowa półogniwa) reakcja opisująca równowagę półogniwa to reakcja utlenienia M M n+ + nē i reakcja redukcji M n+ + nē M

6 Pojęcia elektrochemiczne REAKCJE red-ox to reakcje, w których pomiędzy związkami reagującymi następuje przeniesienie elektronów reakcje utlenienia i redukcji, w których następuje przekaz elektronów i związana z nim zmiana stopnia utlenienia pierwiastka REDUKTOR reagent, który jest donorem elektronów związek, który traci elektrony, utlenia się UTLENIACZ reagent, który jest akceptorem elektronów związek, który zyskuje (pobiera) elektrony, redukuje się

7 Rodzaje półogniw Półogniwo metal / jon metalu Półogniwo metal /nierozpuszczalna sól Półogniwo gazowe Półogniwo redoks

8 Powstawanie potencjału elektrody Doświadczenie Wkładamy metalowa blaszkę do roztworu, w którym znajdują się jony tego metalu. Obserwacje Następuje reakcja blaszki na obecność tych jonów. Widzimy wymianę tj. opuszczenie metalu przez jony (elektrony pozostają w blaszce) i przechodzą do roztworu oraz odwrotnie- przyłączanie się kationów z roztworu do metalu z jednoczesnym zobojęnianiem ich ładunku elektrycznego: M Mn+ + ne- Strumień jonów przechodzi od metalu do roztworu Im r i jednocześnie z roztworu do powierzchni metalu Ir m. Strumień ten nazywa się prądem wymiany.

9 Powstawanie potencjału elektrody Blaszka uzyskuje potencjał utrwalony przez stan równowagi między metalem i roztworem, a ściśle między metalem i jego jonami w roztworze. Po zanurzeniu blaszki w roztworze jej jonów, po obu stronach granicy faz metal - roztwór powstaje charakterystyczny rozkład ładunków elektrycznych, tzw. podwójna warstwa elektryczna. Jeśli metal uzyska ładunek dodatni to przy jego powierzchni będą się gromadziły jony ujemne, a jeśli ujemny to pierwszą warstwą jonów będą kationy.

10 Powstawanie potencjału elektrody W zależności od rodzaju faz graniczących ze sobą, mogą być różne przyczyny powstawania podwójnej warstwy elektrycznej: 1. samorzutne, ale nierównomierne przechodzenie ładunków przez granicę faz 2. wybiórcza adsorpcja jonów o przeciwnym znaku 3. adsorpcja dipolowych cząsteczek substancji obecnych w roztworze. To czy metal naładuje się dodatnio czy ujemnie zależy do jego indywidualnych właściwości, które Nernst w 1889 roku nazwał prężnością roztwórczą.

11 Bezwzględny potencjał elektrody W stanie równowagi dynamicznej dwie fazy: metal i roztwór wymieniają wspólny rodzaj cząsteczek. W warunkach równowagi termodynamicznej układ wykonuje pracę chemiczną związana z przeniesieniem cząstki z jednej fazy do drugiej oraz pracę elektryczną związaną z przeniesieniem ładunku, który niesie jon. Praca chemiczna i elektryczna razem wzięta zostały przez Guggenheima nazwane potencjałem elektrochemicznym składnika i i oznaczone µi _ µi = µi + ni Fφ ni wartość jonu i (liczba elektronów wymienianych) F stała Faradaya, ładunek 1 mola elektronów (96 500C) φ potencjał wewnętrzny fazy

12 Napięcie ogniwa Praca, jaką może wykonać dany przepływ elektronów, zależy od różnicy potencjałów pomiędzy elektrodami ogniwa. Różnicę tę nazywamy napięciem ogniwa i wyrażamy ją w woltach (V) Duże napięcie ogniwa =duża praca elektryczna, małe napięcie elektryczne= mała praca elektryczna. Ogniwo, w którym sumaryczna reakcja jest w stanie równowagi, nie wykonuje żadnej pracy, a napięcie ogniwa równe jest zeru.

13 Siła elektromotoryczna ogniwa Jeśli napięcie ogniwa zrównoważymy przeciwstawnym źródłem napięcia, zatrzymujemy reakcję, która staje się odwracalna, a skład ogniwa jest stały. Wyznaczona różnica potencjałów nazywa się napięciem ogniwa w warunkach bezprądowych E lub siłą elektromotoryczną ogniwa. Siła elektromotoryczna ogniwa określa różnicę potencjałów miedzy elektrodami ogniwa otwartego (niepracującego). Wartość siły E jest dodatnia, jeśli oblicza się ją jako różnicę między potencjałem półogniwa prawego i potencjałem półogniwa lewego E = E P E L albo E = E + - E -

14 Równanie Nernsta Potencjał półogniwa (mierzony względem SEW) można obliczyć za pomocą równania Nernsta: E = E o + RT n F lna M n+ E E gdzie: R - stała gazowa T temperatura bezwzględna w skali Kelvina E o - potencjał standardowy (wielkość charakterystyczna dla danego układu) F - stała Faraday'a (96500 C), n - liczba elektronów przenoszonych w reakcji red-ox K ox formalna stała równowagi reakcji zachodzącej w półogniwie, zapisanej w kierunku utlenienia substancji. Podaje bezwzględny, czyli absolutny potencjał półogniwa, będący różnicą potencjałów elektrody i elektrolitu (potencjał międzyfazowy lub potencjał Galvaniego) n log K ox

15 Równanie Nernsta Czynniki wpływające na potencjał : 1. Stężenie utleniacza. Im większe stężenie formy utlenionej, tym większa wartość potencjału 2. Stężenie reduktora. Im mniejsze stężenie reduktora, tym większa wartość potencjału 3. ph roztworu. Zmiana stężenia jonów wodorowych wpływa na potencjał głównie wtedy, gdy biorą one udział w reakcji połówkowej. 4. Obecność związków tworzących trudnorozpuszczalne lub kompleksowe połączenia z utleniaczem lub reduktorem

16 Rodzaje elektrod Elektrody pierwszego rodzaju odwracalne względem kationu elektroda srebrowa Ag I Ag +, Al I Al 3+, Zn I Zn 2+, wodorowa Pt H 2 (g) H + odwracalne względem anionu chlorowa (C grafit )Cl 2 I Cl - lub Pt Cl 2 (g) Cl - Według obowiązującej konwencji IUPAC zapis reakcji w półogniwach w stanie równowagi należy przedstawiać w kierunku redukcji Zn e - Zn

17 Rodzaje elektrod Elektroda wodorowa: 1 blaszka Pt pokryta czernią platynową, 2 pęcherzyki H 2, 3 elektrolit, 4 zamknięcie hydrauliczne, 5 zbiornik elektrolitu Elektroda pierwszego rodzaju

18 Rodzaje elektrod Elektrody drugiego rodzaju odwracalne względem wspólnego anionu składa się z przewodnika metalicznego pokrytego warstewką soli trudno rozpuszczalnej i zanurzonego w roztworze zawierającym anion wspólny z tą solą Schemat elektrody ma formę M, MA n I A -, (M n+ ) np. kalomelowa Hg Hg 2 Cl 2 (s) KCl lub chlorosrebrowa Ag AgCl(s) KCl

19 Rodzaje elektrod Elektrody trzeciego rodzaju Elektroda zbudowana z metalu pokrytego trudno rozpuszczalną solą tego metalu oraz trudno rozpuszczalną solą innego metalu o tym samym anionie, zanurzona w roztworze jonów tego drugiego metalu. Warunek: druga sól trudno rozpuszczalna musi być znacznie łatwiej rozpuszczalna niż ta pierwsza odwracalne względem wspólnego kationu Schemat elektrody ma formę M 1 I M 1 Y, M 2 Y np. Pb PbCO 3 (s) Ca 2+ lub Hg Hg 2 C 2 O 4 (s) CaC 2 O 4 (s) Ca 2+

20 Rodzaje elektrod Elektrody oksydacyjno - redukcyjne To blaszka metalu szlachetnego (Pt, Au, Pd) zanurzona w roztworze w roztworze utleniacza i sprzężonego z nim reduktora w rzeczywistości na wszystkich elektrodach zachodzą reakcje redoks. tę grupę elektrod wyróżniono, gdyż obie formy- utleniona i zredukowana- znajdują się w roztworze, a przewodnik metaliczny służy jedynie do przenoszenia elektronów np. Pt Fe 2+ (c)fe 3+ (c) chinhydrynowa, Pt I MnO 4-, Mn 2+ ; Pt I Sn(OH) 3-, Sn(OH) 6 - Równanie na potencjał półogniwa redoksowego ma postać wzoru Nernsta, czasem nazywane równaniem Petersa E E log K n ox

21 Rodzaje elektrod Jonoselektywne elektrody membranowe Cechą szczególną takich elektrod jest obecność a. membrany oddzielającej je od badanego roztworu b. w reakcjach elektrodowych biorą udział jony (membrana musi wykazywać przewodnictwo jonowe a nie elektronowe) Membrana wykonana jest z materiału elektroaktywnego, wrażliwego na obecność danego jonu w roztworze wyróżnić można dwie podstawowe konstrukcje takich elektrod: z membraną stałą i ciekłą Elektrody te maja wiele zalet: - Prostota i szybkość pomiaru - Możliwość oznaczania danego pierwiastka na różnych stopniach utlenienia - Czułość oznaczenia nawet poniżej mol/dm 3 - Łatwa dostępność aparatury pomiarowej

22 Elektroda jonoselektywna Budowa elektrody jonoselektywnej Porowata membrana lipofilowa (przyciągająca węglowodory) Hydrofobowa (odpychająca wodę) ciecz np. dioktanofenylofosforan, nasyca zbiornik porowata membrana lipofilowa półogniwo chlorosrebrowe zbiornik z cieczą hydrofobową + odczynnik chelatujący Ciecz hydrofobowa zawiera czynnik chelatujący (RO) 2 PO - 2, R to węglowodór od C 8 do C 18 ), który tworzy z jonami kompleks, zwiększając rozpuszczalność Skompleksowane jony migrują przez lipofilową membranę zmieniając jej potencjał, który mierzymy za pomocą elektrody chlorosrebrowej umieszczonej wewnątrz układu Elektrodę jonoselektywną stosuje się do wykrywania jonów Ca 2+, Zn 2+, Fe 3+, Pb 2+ lub Cu 2+

23 Rodzaje elektrod Elektrody odniesienia Każdy pomiar potencjometryczny polega na zbadaniu siły elektromotorycznej ogniwa zbudowanego z 2 elektrod Elektrody pomiarowej, której potencjał zależy od stężenia (aktywności) oznaczanego jonu Elektrody odniesienia, posiadającej możliwie stały, łatwo odtwarzalny potencjał. Elektroda odniesienia powinna mieć prostą konstrukcję Podstawową elektroda odniesienia jest Standardowa Elektroda Wodorowa SEW

24 Rodzaje elektrod Elektrody wskaźnikowe Teoretycznie, każda z wymienionych elektrod może spełniać rolę elektrody wskaźnikowej. W potencjometrii stosuje się głównie elektrody jonoselektywne Przy miareczkowaniu układów redoks stosuje się elektrody pierwszego rodzaju i elektrody redoks (obojętne)

25 Ogniwa galwaniczne Ogniwo galwaniczne to układ dwóch elektrod zanurzonych w roztworze, graniczących ze sobą w taki sposób, że jest możliwa wędrówka ładunku elektrycznego od jednej elektrody do drugiej po połączeniu ich przewodem na zewnątrz ogniwa. Katoda: Substancje ulegające redukcji pobierają elektrony Katoda ma ładunek dodatni Katoda posiada wyższy potencjał Anoda: W wyniku utleniania następuje oddanie elektronów Anoda ma ładunek ujemny Anoda posiada niższy potencjał elektrony anoda utlenianie katoda redukcja

26 Ogniwo Daniella anoda katoda dwa różne roztwory elektrolitów w bezpośrednim kontakcie cynk dodatkowa różnica potencjałów potencjał dyfuzyjny E d na granicy rozdziału obu elektrolitów roztwór ZnSO 4 porowata przegroda miedź roztwór CuSO 4 elektroda miedziowa stanowi katodę elektroda cynkowa stanowi anodę elektrony opuszczają ogniwo poprzez elektrodę cynkową i wracają do niego poprzez elektrodę miedziową

27 Ogniwo Daniella elektroda klucz elektroda elektrolityczny samorzutna reakcja chemiczna elektroda prawa to katoda redukcja samorzutna zapisujemy prawostronną reakcje połówkową w formie redukcji, następnie odejmujemy od niej lewostronną reakcję połówkową (utlenianie) zapis ogniwa Zn(s) ZnSO 4 (aq) CuSO 4 (aq) Cu(s) reakcje połówkowe redukcji na obydwu elektrodach półogniwo prawe: Cu 2+ (aq) + 2e - Cu(s) półogniwo lewe: Zn 2+ (aq) + 2e- Zn(s) półogniwa sumaryczna reakcja jest różnicą obu tych reakcji Cu 2+ (aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn 2+ (aq)

28 Ogniwo elektrolityczne- elektrolizer W ogniwie elektrolitycznym na anodzie zachodzi utlenianie Utlenianie na anodzie nie zachodzi samorzutnie dlatego, elektrony muszą być wyrywane z reagentów Redukcja zachodzi na katodzie, a elektrony muszą być dostarczane źródło zasilania elektrony anoda katoda Potencjał anody względem katody jest dodatni Zewnętrzne źródło zasilania wymusza ruch elektronów Na katodzie zachodzi redukcja Katoda posiada znak (-) Na anodzie zachodzi utlenianie Anoda posiada znak (+) utlenianie redukcja

29 Prawa elektrolizy I Prawo Faradaya (1834r) Masa substancji wydzielonej na elektrodzie w czasie elektrolizy jest proporcjonalna do ładunku, jaki przepłynął przez ten elektrolit. m ~ Q przy czym Q = It gdzie Q ładunek w C 1C= A s I natężenie prądu w A t - czas w s Po wprowadzeniu współczynnika proporcjonalności k: m= kit k- tzw. równoważnik elektrochemiczny

30 Prawa elektrolizy II Prawo Faradaya Masy substancji wydzielonych na elektrodach podczas przepływu przez elektrolit tego samego ładunku są proporcjonalne do ich równoważników chemicznych. m 1 : m 2 : m 3 :.: m n = R 1 : R 2 : R 3 : : R n gdzie R równoważnik chemiczny Łącząc I i II prawo Faradaya otrzymamy m= M/nF It

31 Zastosowanie elektrolizy Metody elektroanalityczne Elektrograwimetria - wagowe oznaczenie metali, wydzielonych w czasie elektrolizy na katodzie albo ich tlenków wydzielonych na anodzie. Kulometria pomiar ładunku jaki przepłynął w elektrolizerze przez analizowany roztwór do chwili zakończenia reakcji wydzielenia substancji oznaczanej. Polarografia metoda woltamperometryczna, polegająca na wyznaczeniu zależności natężenia prądu elektrycznego od przyłożonego napięcia między elektrodami. Woltamperometria zespół metod opartych na pomiarze zależności natężenia prądu stałego płynącego przez badany roztwór elektrolitu od potencjału elektrody stacjonarnej.

32 Ogniwo stężeniowe Zbudowane z dwóch elektrod wykonanych z tego samego metalu, zanurzonych w roztworach tej samej soli, o różnych stężeniach lub ogniwo zbudowane z elektrod wykonanych z tego samego metalu zanurzonych w różnych roztworach Ogniwa tego typu wykorzystuje się do badan układów metali i związków międzymetalicznych

33 Rodzaje ogniw Ogniwo tworzenia Ogniwo chemiczne, w którym źródłem energii elektrycznej jest reakcja syntezy związku Ogniwo paliwowe Jego zadaniem jest zamiana ciepła spalania paliwa konwencjonalnego na energię elektryczną Na anodzie jest utlenianie paliwa (wodoru, gazu ziemnego, alkoholu), a na katodzie redukcja utleniacza (np. tlenu z powietrza) Przykładem jest ogniwo wodorowo-tlenowe - H 2 (Ni)I Na +, OH - I O 2 (Ni)+ Sprawność takiego ogniwa osiąga 100%, a sprawność urządzeń konwencjonalnych 40%

34 Rodzaje ogniw Akumulator ołowiowy Wynaleziony przez Plante a w 1859roku To odwracalne ogniwo galwaniczne, w którym w czasie ładowania (elektrolizy) następuje zamiana energii elektrycznej na chemiczną, a w czasie rozładowania (pracy) odwrotnie- przemiana energii chemicznej w elektryczną Sprawność tej przemiany to 75% Elektroda ujemną jest płyta ołowiana o dużej powierzchni, a dodatnią szkielet ołowiany pokryty ditlenkiem ołowiu. Elektrolitem jest 20-30% kwas siarkowy(vi) Schemat akumulatora ołowiowego - Pb, PbSO 4 I H 2 SO 4 IPbO 2, Pb +

35 Rodzaje ogniw Praca akumulatora ołowiowego Reakcje zachodzące w czasie pracy akumulatora (rozładowanie) Anoda Pb Pb ê oraz Pb 2+ + SO 2-4 PbSO 4 Katoda PbO 2 + 4H ê Pb 2+ + H 2 O oraz Pb 2+ + SO 2-4 PbSO 4 Dla procesu ładowania reakcje te przedstawiają odwrotnie. Pełne równanie reakcji akumulatora: Pb + PbO 2 +4H + + 2SO 4 2- ROZŁADOWANIE ŁADOWANIE 2PbSO 4 + 2H 2 O

36 Praca akumulatora

37 Ogniwo nieodwracalne Ogniwo Volty Jeżeli Zn połączy się z Cu przewodem metalicznym, to Zn będzie rozpuszczał się szybciej, ale pęcherzyki wodoru będą się wydzielały na sztabce miedzianej. Schemat ogniwa: -Zn I H + I Cu + Przebieg reakcji: Anoda Zn Zn ê Katoda + 2H + + 2ê H 2

38 Korozja elektrochemiczna Korozja elektrochemiczna to proces niszczenia metali pod wpływem procesów elektrochemicznych. Polega ona na tworzeniu się lokalnych ogniw miedzy różnymi pod względem chemicznym częściami konstrukcji albo między różnymi pod względem strukturalnym częściami tej samej fazy. Korozja chemiczna to niszczenie materiałów na skutek oddziaływania agresywnego chemicznie środowiska bez powstawania prądu elektrycznego.

39 Korozja elektrochemiczna Korozja polega na tym, że dwa różne metale pozostające ze sobą w kontakcie umożliwiającym przepływ elektronów, w obecności roztworu elektrolitu tworzą ogniwo, w którym metal mniej szlachetny ulega rozpuszczeniu. Stalowe blachy karoserii samochodów są łączone przez lutowanie mosiądzem (Cu+Zn). Jeśli ochronna powłoka lakieru nie jest zbyt szczelna lub uszkodzona (podczas mycia) i ma kontakt z wodą to tworzy się ogniwo, w którym elektroda żelazna (blacha) ulega rozpuszczeniu i w miejscach łączeń powstają dziury.

40 Korozja elektrochemiczna Korozja stalowych elementów wystawionych na działanie czynników atmosferycznych. Deszcz to woda, która absorbuje obecne w powietrzu gazy (SO 2, CO 2, tlenki azotu) i staje się roztworem odpowiednich kwasów. Gdy kropla deszczu padnie na nieosłoniętą stal rozpoczyna się proces korozji. Stal (stop C + Fe). Żelazo stykając się z grafitem to dwie elektrody zwarte, które w obecności kwaśnej wody deszczowej tworzą ogniwo - Fe I H + I C grafit +

41 Ochrona przed korozją Stosuje się następujące metody przeciwdziałania korozji: Pokrywanie powłoką niemetaliczną (malowanie, lakierowanie, wytwarzanie cienkich warstw tlenkowych - oksydowanie) Pokrywanie powłoką metaliczną (nanoszenie cienkich warstw metali szlachetnych- platerowanie, srebrzenie, pozłacanie) Opóźnienie korozji (inhibitory korozji, które absorbują się na powierzchni metalu i izolują go od otoczenia) Ochrona protektorowa (przyspawanie do chronionego metalu bloczków z metalu mniej szlachetnego np. cynku lub magnezu) Ochrona katodowa (podłączenie do obiektu chronionego do dodatniej elektrody zakopanej obok obiektu)

42 Potencjometria Dział elektrochemii, w którym rozważa się występujące zależności między stężeniem składnika w roztworze a potencjałem elektrycznym odpowiedniej elektrody. Podstawą potencjometrii jest pomiar siły elektromotorycznej. Rodzajem potencjometrii jest pehametria, która dotyczy pomiaru jonów H +. Znajomość ph jest istotna dla przebiegu wielu procesów biologicznych, chemicznych, procesów prowadzonych w przemysłach: farmaceutycznym i kosmetycznym.

43 Pehametria Metoda bezpośrednia polega na pomiarze SEM ogniwa, w którym elektrodą wskaźnikową jest elektroda wodorowa, chinhydrynowa lub inna wrażliwa na jony wodorowe, a porównawczą elektroda wodorowa lub kalomelowa. Metoda porównanwcza polega na zastosowaniu elektrody szklanej, której potencjał opisuje wzór E = E o 0,059pH Elektroda wskaźnikową jest elektroda szklana, a porównawczą kalomelowa. W pomiarach potencjometrycznych z użyciem elektrody szklanej stosuje się zwykle elektrodę kombinowaną.

44 Pomiar ph Elektroda szklana Stosowana w pośredniej metodzie pomiaru, w połączeniu z elektrodą kalomelową, która kontaktuje się z badanym roztworem poprzez klucz elektrolityczny Jest czuła na aktywność jonów wodorowych półogniwo chlorosrebrowe bufor fosforanowy membrana szklana Jej potencjał jest proporcjonalny do wartości ph Bufor fosforanowy zawiera jony Cl -, jeśli ph=7 to E= 0 Kalibruje się ją, stosując roztwory o znanym ph Wyznaczając wartość ph można wyznaczyć wartość pk a, np. w roztworze zawierającym jednakowe ilości kwasu i sprzężonej z nim zasady, wartość pk a jest równa wartości ph

45 Elektroda szklana kombinowana Kabel koncentryczny korek Wlew roztworu wewnętrznego Elektroda porównawcza chlorosrebrowa Roztwór wewnętrzny elektrody porównawczej, KCl nasycony AgCl Elektroda wprowadzająca chlorosrebrowa Roztwór wewnętrzny elektrody wprowadzającej 0,1 M HCl Membrana szklana

46 Pehametria Miareczkowanie potencjometryczne- polega na pomiarze zmian napięcia elektrycznego generowanego przez ogniwo złożone z elektrody wskaźnikowej i elektrody odniesienia w funkcji objętości dodanego titranta.

47 Pehametria Przykładem jest potencjometryczne miareczkowanie kwasu zasadą. Analizę przeprowadza się przez dodanie małymi porcjami zasady do badanej próbki mieszanej np. przy użyciu mieszadła magnetycznego

48 Pehametria W wyniku przeprowadzonej analizy otrzymujemy wyniki, które nanosimy na układ współrzędnych otrzymując krzywą miareczkowania.