Elektrochemia Zakład Chemii Medycznej Pomorski Uniwersytet Medyczny
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
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.
Elektrochemia Przykłady metod analitycznych, które oparte są na reakcji utlenienia i redukcji: Miareczkowanie redoks - oparte na reakcji redoks, która powoduje albo zmianę barwy albo zmianę przewodnictwa elektrycznego Potencjometria- opiera się na zależności między stężeniem składnika w roztworze a potencjałem elektrycznym odpowiedniej elektrody. Kulometria - opiera się na zależności pomiędzy ilością przepływającego przez obwód ładunku, a ilością substancji ulegającej elektrolizie. Elektrograwimetria- polega na wagowym oznaczeniu pierwiastka lub związku chem. wydzielonego, w wyniku elektrolizy, w postaci stałej na powierzchni elektrody pracującej, najczęściej elektrody platynowej. Woltamperometria - pomiar zależności natężenie prądu w układzie elektrody pracującej i odniesienia zanurzonych w roztworze badanym zawierającym oznaczaną substancję i elektrolit podstawowy.
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 (metalroztwór) POTENCJAŁ Zdolność elektrody do wytworzenia ładunku elektrycznego Elektryczny elektrody opisuje stan pola elektrycznego wokół tej elektrody
Pojęcia elektrochemiczne PÓŁOGNIWO układ, w którym istnieje równowaga pomiędzy dwoma różnymi co do stopnia utlenienia formami tej samej substancji np. układ metal-roztwór soli metalu, w skrócie M M n+ stanowi półogniwo REAKCJA ELEKTRODOWA (reakcja połówkowa półogniwa) reakcja opisująca równowagę półogniwa to reakcja utlenienia M M n+ + nē i reakcja redukcji M n+ + nē M
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
Rodzaje półogniw Półogniwo metal / jon metalu Półogniwo metal /nierozpuszczalna sól Półogniwo gazowe Półogniwo redoks
Półogniwo, reakcja połówkowa red-ox Umieśćmy metal w wodnym roztworze jego soli, np. drut Cu w roztworze siarczanu miedzi(ii): na powierzchni metalu ustali się natychmiast równowaga Cu Cu Cu +2 + 2e - stała równowagi: Cu 2+ SO 4 2- K=[Cu 2+ ]
Półogniwo, reakcja połówkowa red-ox Przykłady półogniw: roztwór zawiera obok siebie jony H +, Mn +2 i MnO 4- ; elektrodą jest drut Pt (platyna to nośnik elektronów) Mn +2 + 4H 2 O MnO 4 - + 8H + + 5e- w roztworze kwasu znajduje się drut Pt omywany gazowym wodorem (elektroda gazowa - wodorowa) H 2 2H + + 2e-
Reakcja red-ox Utlenianie zwiększenie stopnia utlenienia Redukcja zmniejszenie stopnia utlenienia. Utleniacz: (F 2, O 2, H 2 O 2, HNO 3, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7 ) usuwa elektrony z substancji utlenianej ulega redukcji posiada pierwiastek, którego stopień utlenienia maleje Reduktor: (H 2, Mg, C, Co, KI, Na 2 SO 3, FeSO 4 ) dostarcza elektrony substancji redukowanej ulega utlenieniu posiada pierwiastek, którego stopień utlenienia rośnie
Reakcja red-ox Metoda bilansu elektronów Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 SO 3-2 + MnO 4 - + H + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O SO 4-2 + Mn +2 + H 2 O S +4-2e - S +6 5 Mn +7 +5e - Mn +2 2 5SO 3-2 + 2MnO 4 - + 6H + z bilansu ładunku 5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 5SO 4-2 + 2Mn +2 + 3H 2 O z bilansu atomów wodoru 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O
Reakcje red-ox Metoda równań połówkowych Reakcje redoks - suma dwóch procesów: redukcji i utlenienia; algebraiczna suma reakcji połówkowych red-ox, uzgodnionych co do liczby przenoszonych elektronów znamy postać utlenioną i zredukowaną reakcja połówkowa utlenienia Fe +2 do Fe +3 piszemy postać zredukowaną po lewej, a utlenioną po prawej stronie strzałki: Fe +2 Fe +3 sprawdzamy liczbę elektronów oddawanych przez reduktor i piszemy je po stronie zawierającej postać utlenioną: Fe +2 Fe +3 + 1e- sprawdzamy, czy zgadza się liczba poszczególnych atomów po obu stronach równania
Reakcje red-ox bardzo często w reakcji połówkowej biorą udział także inne składniki (np. jony H +, OH -, woda...). reakcja połówkowa utlenienia siarczanu(iv) do siarczanu(vi): SO 3-2 SO 4-2 SO 3-2 SO 4-2 + 2e- SO 3-2 + H 2 O SO 4-2 + 2e- + 2H +
Reakcje red-ox reakcje połówkowe gdy trudno jest stwierdzić liczbę przenoszonych elektronów, wtedy zamieniamy etapy 2 i 3 ze sobą reakcja połówkowa utlenienia jonu szczawianowego do CO 2. (COO) -2 2 2CO 2 liczba atomów się zgadza, uzupełniamy ładunki elektronami (COO) -2 2 2CO 2 + 2e- formalny stopień utlenienia węgla w CO 2 jest +4, zaś w szczawianie +3
Istotne reakcje red-ox redukcja nadmanganianu w środowisku kwaśnym: MnO - 4 + 8H + + 5e- Mn +2 + 4H 2 O redukcja MnO - 4 w środowisku obojętnym (lub słabo kwaśnym): MnO - 4 + 4H + + 3e- MnO 2 + 2H 2 O redukcja MnO - 4 w środowisku zasadowym: MnO 4 - + 1e- MnO 4-2
Istotne reakcje red-ox Redukcja dwuchromianu w środowisku kwaśnym: Cr 2 O 7-2 + 14H + + 6ē 2Cr +3 + 7H 2 O Redukcja wody utlenionej: H 2 O 2 +2ē + 2H + 2H 2 O Utlenienie wody utlenionej: H 2 O 2 2H + + O 2 + 2ē formalny stopień utlenienia tlenu jest: w wodzie utlenionej H 2 O 2 wynosi -1, w wodzie H 2 O wynosi -2, w tlenie cząsteczkowym O 2 zaś 0
Reakcje red-ox Są one złożeniem (sumą) reakcji połówkowych. Jedną z nich trzeba zapisać w kierunku utlenienia zaś drugą w kierunku redukcji. reakcja utlenienia szczawianu dwuchromianem w środowisku kwaśnym. Utleniaczem jest dwuchromian, reduktorem jest szczawian: uzgadniamy liczbę elektronów: sumujemy reakcje: Cr 2 O 7-2 + 14H + + 6e- 2Cr +3 + 7H 2 O (COO) 2-2 2CO 2 + 2e- Cr 2 O 7-2 + 14H + + 6e- 2Cr +3 + 7H 2 O 3(COO) 2-2 6CO 2 + 6e- Cr 2 O 7-2 + 14H + + 6e- + 3(COO) 2-2 2Cr +3 + 7H 2 O + 6CO 2 + 6e- po uporządkowaniu (w tym wypadku odjęciu stronami składnika 6e-): Cr 2 O 7-2 + 14H + + 3(COO) 2-2 2Cr +3 + 7H 2 O + 6CO 2
Reakcje dysproporcjonowania Szczególnym typem reakcji red-ox są reakcje dysproporcjonowania zachodzą gdy substancja może występować na przynajmniej trzech różnych stopniach utlenienia dysproporcjonowanie polega na jednoczesnej redukcji i utlenieniu substancji znajdującej się na pośrednim stopniu utlenienia
Reakcje dysproporcjonowania tlen w H 2 O 2 ma stopień utlenienia -1, zaś może występować na stopniu 0 (w cząsteczce O 2 ) i -2 (w cząsteczce wody). reakcja dysproporcjonowania cząsteczki wody składamy reakcje utlenienia i redukcji H 2 O 2 : H 2 O 2 +2e- + 2H + 2H 2 O H 2 O 2 2H + + O 2 + 2e- sumą jest reakcja: H 2 O 2 +2e- + 2H + + H 2 O 2 2H 2 O + 2H + + O 2 + 2e- po uporządkowaniu: 2H 2 O 2 2H 2 O + O 2
Reakcje dysproporcjonowania Przykłady 3 HCl +1 O 2 HCl -1 I + HCl +5 O 3 Atom chloru Cl +1 jest równocześnie utleniaczem i reduktorem. 4 KCl +5 O 3 3 KCl +7 O 4 + KCl -1 Atom chloru Cl +5 jest równocześnie utleniaczem i reduktorem. 3 HN +3 O 2 HN +5 O 3 + 2 N +2 O + H 2 O Atom azotu N +3 jest równocześnie utleniaczem i reduktorem.
Reakcje elektrodowe Elektroda cynkowa Zn Zn 2+ Według obowiązującej konwencji IUPAC zapis reakcji w półogniwach w stanie równowagi należy przedstawiać w kierunku redukcji Zn 2+ + 2e - Zn
Reakcje elektrodowe Ogniwo galwaniczne Katoda: Substancje ulegające redukcji pobierają elektrony Katoda ma ładunek dodatni Katoda posiada wyższy potencjał elektrony anoda katoda Anoda: W wyniku utleniania następuje oddanie elektronów Anoda ma ładunek ujemny Anoda posiada niższy potencjał utlenianie redukcja
Reakcje zachodzące w ogniwie 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)
Klucz elektrolityczny W ogniwie, w którym dwa różne roztwory elektrolitów znajdują się w bezpośrednim kontakcie powstaje dodatkowa różnica potencjałów zwana potencjałem dyfuzyjnym Klucz elektrolityczny powoduje, że potencjał dyfuzyjny na obu jego końcach, w znacznym stopniu nie zależy od stężenia rozcieńczonych roztworów obu półogniw. Potencjały te prawie całkowicie wzajemnie się znoszą.
Reakcje elektrodowe 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 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 (+) źródło zasilania elektrony anoda katoda utlenianie redukcja
Ogniwo Daniella anoda katoda dwa różne roztwory elektrolitów w bezpośrednim kontakcie cynk roztwór ZnSO 4 porowata przegroda miedź roztwór CuSO 4 dodatkowa różnica potencjałów potencjał dyfuzyjny E d na granicy rozdziału obu elektrolitów elektroda miedziowa stanowi katodę elektroda cynkowa stanowi anodę elektrony opuszczają ogniwo poprzez elektrodę cynkową i wracają do niego poprzez elektrodę miedziową
Konwencja zapisu Zapis schematu ogniwa powinien zawierać granice faz za pomocą linii pionowych Pt H 2 (g) HCl(aq) AgCl(s) Ag(s) (elektrody wodorowej) Granicę między dwoma ciekłymi elektrolitami. Zn(s)ZnSO 4 (aq). CuSO 4 (aq) Cu(s) (ogniwo Daniella) Dla układu z kluczem elektrolitycznym stosuje się podwójną pionową linię Zn(s) ZnSO 4 (aq) CuSO 4 (aq) Cu(s) Dla elektrolitycznego ogniwa stężeniowego Pt H 2 (g) HCl(aq,b 1 ) HCl(aq,b 2 ) H 2 (g) Pt
Napięcie ogniwa 1. 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) 2. Duże napięcie ogniwa =duża praca elektryczna, małe napięcie elektryczne= mała praca elektryczna. 3. Ogniwo, w którym sumaryczna reakcja jest w stanie równowagi, nie wykonuje żadnej pracy, a napięcie ogniwa równe jest zeru. 4. 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. 5. 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 -
Napięcie ogniwa Entalpia swobodna reakcja samorzutna zachodzi w kierunku malejącej entalpii swobodnej gdy napięcie ogniwa E > 0, reakcja zachodzi w sposób samorzutny gdy napięcie ogniwa E < 0, samorzutna jest reakcja odwrotna gdy E = 0 reakcja jest w stanie równowagi
Standardowa elektroda wodorowa (SEW) nie można mierzyć potencjału, lecz tylko różnicę potencjałów, przyjęto arbitralnie pewną wartość potencjału dla wybranego półogniwa (jako elektrody odniesienia) parametry elektrody wodorowej: aktywność jonów H + jest równa 1, ciśnienie wodoru równe jest 1 atm (1,013 10 5 N/m 2 ) ma (w 25 o C) potencjał równy 0. standardowa elektroda wodorowa Uwaga: elektroda jest standardowa wtedy, gdy aktywności wszystkich substancji biorących udział w opisującej jej pracę reakcji red-ox są równe 1, zaś warunki są standardowe (t=25 o C, p=1 atm).
Elektroda odniesienia SEW Zbudowana z blaszki platynowej pokrytej czernią platynową (rozdrobniona platyna) zanurzonej w roztworze 1M HCl i omywanej gazowym wodorem o ciśnieniu dokładnie 1013,25 hpa. Przyjęto, że potencjał takiej elektrody wynosi 0 V.
Wyznaczanie potencjałów standardowych Standardowe półogniwo wodorowe (SEW) Umownie przyjmuje się, że potencjał jednego z półogniw równy jest zero Pt H 2 (g) H + (aq) E o = 0 półogniwo chlorosrebrowe Potencjał standardowy jest określany przez właściwości półogniwa wodorowego oraz pary redoks, do której się odnosi Potencjał standardowy odnosi się do temperatury 298K Wartość potencjału standardowego jest niezmienna Opisywana w skrócie reakcjami połówkowymi półogniwo wodorowe elektrolit
Szereg napięciowy metali Różnica potencjałów, czyli tzw. siła elektromotoryczna SEM między elektrodą wodorową i dowolna inną elektrodą, w warunkach standardowych, jest tzw. standardowym potencjałem E o Zestawione wartości potencjałów standardowych tworzą tzw. szereg napięciowy metali Metale mniej szlachetne (potencjał bardziej ujemny) wypierają bardziej szlachetne (potencjał bardziej dodatni) z roztworów ich soli Wartość potencjału zawsze odnosi się do pary redoks, np. Fe 2+ /Fe 3+, a więc do reduktora i sprzężonego z nim utleniacza
Szereg napięciowy metali układ: żelazo- miedź w 1M roztworach soli, w których potencjały standardowe E o dla układów Fe 2+ /Fe = -0,441 V Cu 2+ /Cu = 0,337 V żelazo będzie wypierać miedź z roztworu jej soli, a siła elektromotoryczna tego ogniwa wyniesie: SEM = E = E o Cu 2+ /Cu E o Fe 2+ /Fe =0,337 (-0,441) = 0,778 V dodatnia wartość SEM oznacza, że reakcja zachodzi samorzutnie. Im wyższa wartość SEM tym łatwiej zachodzi reakcja.
Równanie Nernsta Potencjał półogniwa (mierzony względem SEW) można obliczyć za pomocą równania Nernsta: E = E o + R T n F ln a M n + E E 0 0.059 n log K ox 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).
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.
Rodzaje elektrod 1. Elektrody pierwszego rodzaju odwracalne względem kationu lub anionu np. Elektroda srebrowa Ag/Ag +, wodorowa Pt H 2 (g) H + lub chlorowa Pt Cl 2 (g) Cl - 2. Elektrody drugiego rodzaju odwracalne względem wspólnego anionu. Składają się one z przewodnika metalicznego pokrytego warstewką soli trudnorozpuszczalnej i zanurzonego w roztworze zawierającym anion wspólny z tą solą np. kalomelowa Hg Hg 2 Cl 2 (s) KCl lub chlorosrebrowa Ag AgCl(s) KCl 3. Elektrody trzeciego rodzaju odwracalne względem wspólnego kationu. np. Pb PbCO 3 (s) Ca 2+ lub Hg Hg 2 C 2 O 4 (s) CaC 2 O 4 (s) Ca 2+
Rodzaje elektrod 5. Elektrody redoks 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. 6. Elektrody tlenkowe zbudowane z metalu pokrytego warstewką tlenku tego metalu np.sb Sb 2 O 3 H + 7. Jonoselektywne elektrody membranowe (ang. ISE Ion Selective Elektrodes) wyróżnić można dwie podstawowe konstrukcje takich elektrod: z membraną stałą i ciekłą. Cechą szczególną takich elektrod jest obecność membrany selektywnie oddziałującej z wybranymi jonami dzięki czemu uzyskujemy wysoką selektywność pomiaru.
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
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)
Rodzaje elektrod Wskaźnikowa elektroda jonoselektywna cecha selektywności zdolność do silniejszego uzależnienia elektrody od stężenia (aktywności) tylko jednego rodzaju jonów posiada specjalnie spreparowaną membranę. wewnątrz powierzchnia membrany połączona jest bezpośrednio z przewodnikiem elektronowym, lub styka się z roztworem wewnętrznym, zawierającym elektrodę wyprowadzająca roztwór wewnętrzny musi zawierać jony, na które czuła jest membrana i jony pozostające w równowadze z elektrodą wyprowadzającą Metal membrana roztwór badany Ag,AgCl r.wew. membrana r.badany CuCl 2 (c) czuła na jony Cu 2+ (c x ) Cu 2+
Elektroda jonoselektywna Porowata membrana lipofilowa (przyciągająca węglowodory) Budowa elektrody jonoselektywnej Hydrofobowa (odpychająca wodę) ciecz np. dioktanofenylofosforan, nasyca zbiornik półogniwo chlorosrebrowe 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 porowata membrana lipofilowa zbiornik z cieczą hydrofobową + odczynnik chelatujący 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+
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 Jej potencjał jest proporcjonalny do wartości ph półogniwo chlorosrebrowe bufor fosforanowy membrana szklana 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
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
Pomiar ph Miareczkowanie pehametryczne- polega na pomiarze zmian napięcia elektrycznego generowanego przez ogniwo złożone z elektrody wskaźnikowej i elektrody odniesienia w funkcji objętości dodanego titranta. Przykładem jest potencjometryczne miareczkowanie kwasu zasadą. Analizę przeprowadza się przez dodanie małymi porcjami zasady do badanej próbki mieszanej np. przy użyciu mieszadła magnetycznego.
TORPEDA -głowa posiada narządy elektryczne wytwarzające napięcie sięgające u największych osobników powyżej 200 V - narządy elektryczne służą prawdopodobnie do elektrolokacji, polowania i obrony Węgorz elektryczny Narządy wytwarzające pole elektryczne są ulokowane w ogonie i składają się z płytek elektrycznych ich liczba wynosi od 5000 do 6000 tys., a rozmieszczenie jest podobne do układu cel w akumulatorze. Są one w stanie wyprodukować napięcie do 500 600 V. Strętwa -narządy elektryczne wytwarzają napięcie 300 600 V i natężenie poniżej 1 A -napięcie takie może zabić małe zwierzę lub oszołomić duże, (napięcie jest zależne od długości osobnika) - narządy elektryczne tworzą mięśnie brzuszne i są wykorzystywane do zabijania bądź ogłuszania zdobyczy, mogą służyć w celach obronnych lub do elektrolokacji