Wydział Metali Nieżelaznych

Kierunek: Metalurgia

Rok: IV

Temat: Potencjometria elektrody jednoselektywne

Wykonali:

Głogowski Adam

Marczewski Maciej

1. Cel ćwiczenia:

Zapoznanie się z działaniem elektrod jonoselektywnych. Zastosowanie metod z wykorzystaniem elektrod czułych na jony Cl^- oraz H⁺.

2. Odczynniki i aparatura:

Roztwory bazowe: 0,l M HC1

0,1MAgNO₃

Aparatura pomiarowa: potencjometr

elektroda jonoselektywna na jony Cl"

elektroda szklana czuła na jony H⁺

3. Wykonanie:

Elektroda chlorkowa (jony Cl^-):

1. Sporządzić serię roztworów wzorcowych o stężeniach jonów Cl^- w zakresie 0,1÷l*10^-6 M (co 0,5 jednostki; użyć HCl jako źródła jonów Cl^-).

2. Do suchej i czystej zlewki wlać taką objętość roztworu, aby elektroda pomiarowa i elektroda odniesienia były zanurzone do poziomu przykrywającego membrany elektrod. Zmierzyć i zanotować SEM ogniwa. Pomiary wykonać dla wszystkich roztworów wzorcowych.

3. Do suchej zlewki wlać 50 cm³ roztworu nr l (otrzymanego od prowadzącego ćwiczenia) i zmierzyć SEM ogniwa, następnie nie wyjmując elektrod dodać pipetą 10 cm³ roztworu wzorca o stężeniu 0,1 M i ponownie zmierzyć SEM.

4. Do suchej zlewki wlać 50 cm³ roztworu o stężeniu 5*10^-4 M zmierzyć SEM ogniwa a następnie nie wyjmując elektrod dodać 10 cm³ roztworu nr 2 i ponownie zmierzyć SEM.

5. Przeprowadzić miareczkowanie potencjometryczne roztworu nr 3 dozując z biurety 0,1 M roztwór AgNO₃. W trakcie miareczkowania zwracać uwagę na zmianę SEM po dodaniu każdej porcji odczynnika miareczkującego. Porcje (objętości dozowanego AgNO₃) dostosować do wielkości zmian SEM.

4. Wyniki pomiarów i obliczenia:

Ad. 1. Wyznaczenie krzywej kalibracyjnej E = f(log©)

cHCl [M]	10^-5	5*10^-^5	10^-4	5*10^-^4	10^-3	5*10^-^3	10^-2	5*10^-^2	10^-^1
E [mV]	248	227	209,5	205	176	143	83	30	27

Ad. 2. Porównując otrzymany wzór ze wzorem Nersta można wyznaczyć wartości potencjału standardowego (E⁰) oraz nachylenia charakterystyki elektrody (S):

E = - 22,66 -59,244log(c)

E = E⁰ + S log (c)

E⁰ = - 22,66 [mV]

S = -59,244 [mV]

Korzystając z równania Nikolskiego:

oraz:

Dla reakcji: H⁺ + Cl^- = HCl c_H+ = c_Cl- = c_HCl n = 1

I = ½ (c_H+*n²_H+ + c_Cl-*n²_Cl-)

I =½ (c_H+*1 + c_Cl-*1)

I = c_H+ = c_Cl- = c_HCl = c

gdzie:

A = 0,509

B = 0,328

κ_H+ = 9

κ_Cl- = 3

- log γ_Cl- = (0,509√c_Cl-)/(1+ 0,328*3√c_Cl-)

log(a_Cl-) = log (γ_Cl-*c_Cl-)

log(a_Cl-) = log(γ_Cl-) + log(c_Cl-)

Stężenie jonów H^+ cCl- [M]	E [mV]	log(cCl-)	Siła jonowa I	- log(γCl-)	log(aCl-)
0,1	27	-1	0,1	0,1228	-0,8772
0,05	30	-1,301	0,05	0,0933	-1,2077
0,01	83	-2	0,01	0,0463	-1,9537
0,005	143	-2,301	0,005	0,0337	-2,2674
0,001	176	-3	0,001	0,0156	-2,9844
0,0005	205	-3,301	0,0005	0,0111	-3,2899
0,0001	209,5	-4	0,0001	0,0050	-3,9950
0,00005	227	-4,301	0,00005	0,0036	-4,2975
0,00001	248	-5	0,00001	0,0016	-4,9984

E = - 11,899 - 44,532 log(a_Cl-)

E = E⁰ + S log(a)

E⁰ = - 11,899 [mV]

S = 44,532 [mV]

Ad. 3. Roztwór nr1 V = 50 [ml]; E = 174 [mV]

Stężenie odczytane z krzywej kalibracyjnej E = f(log(c)) dla roztworu nr 1:

c₁ = 0,00048 [M]

c₁ ≈ 0,0005 [M]

Ad. 4. Stężenie roztworu nr1 obliczone metodą dodatku wzorca:

V_w = 10 [ml] 0,1 [m] HCl;

V₁ = 50 [ml];

E₁ = 174 [mV];

E₂ = 80 [mV];

ΔE = 94 [mV];

S = -59,244 [mV]:

c₁ = 0,00044 [M]

Ad. 5. Stężenie roztworu nr2 obliczone metodą dodatku próbki do wzorca:

V_w = 50 [ml] 0,0005 [m] HCl;

E₁ = 208 [mV];

E₂ = 113,5 [mV];

ΔE = 94,5 [mV];

S = -59,244 [mV]:

c₂ = 0,1156 [M]

Ad. 6. Stężenie roztworu nr3 wyznaczone metodą miareczkowania przy pomocy 0,1[M] AgNO₃:

Lp:	AgNO3 0,1[M]	ΔV	E	ΔE	ΔE/ΔV
		[ml]	[ml]	[mV]	[mV]	[V/l]
0	0,0	0	97,5	0	-
1	1,0	1	99	1,5	0,0152
2	2,0	1	101,5	2,5	0,0246
3	3,0	1	106	4,5	0,0425
4	3,5	0,5	108	2	0,0185
5	4,0	0,5	111	3	0,0270
6	4,5	0,5	113	2	0,0177
7	5,0	0,5	115	2	0,0174
8	5,5	0,5	118	3	0,0254
9	6,0	0,5	120,5	2,5	0,0207
10	6,5	0,5	123,5	3	0,0243
11	7,0	0,5	127	3,5	0,0276
12	7,5	0,5	130	3	0,0231
13	8,0	0,5	135	5	0,0370
14	8,2	0,2	138	3	0,0217
15	8,4	0,2	140	2	0,0143
16	8,6	0,2	143	3	0,0210
17	8,8	0,2	146	3	0,0205
18	9,0	0,2	148	2	0,0135
19	9,2	0,2	152	4	0,0263
20	9,4	0,2	156	4	0,0256
21	9,6	0,2	161	5	0,0311
22	9,7	0,1	164	3	0,0183
23	9,8	0,1	168	4	0,0238
24	9,9	0,1	172	4	0,0233
25	10,0	0,1	175	3	0,0171
26	10,1	0,1	181	6	0,0331
27	10,3	0,2	199	18	0,0905
28	10,4	0,1	208	9	0,0433
29	10,5	0,1	236	28	0,1186
30	10,6	0,1	310	74	0,2387
31	10,7	0,1	322	12	0,0373
32	10,8	0,1	333	11	0,0330
33	10,9	0,1	344	11	0,0320
34	11,0	0,1	348	4	0,0115
35	11,1	0,1	352	4	0,0114
36	11,2	0,1	356	4	0,0112
37	11,4	0,2	360	4	0,0111
38	11,6	0,2	366	6	0,0164
39	11,8	0,2	371	5	0,0135
40	12,0	0,2	375	4	0,0107
41	12,5	0,5	381	6	0,0157
42	13,0	0,5	387	6	0,0155
43	13,5	0,5	393	6	0,0153
44	14,0	0,5	396	3	0,0076
45	14,5	0,5	399	3	0,0075
46	15,0	0,5	401	2	0,0050
47	16,0	1	405	4	0,0099
48	17,0	1	410	5	0,0122
49	18,0	1	413	3	0,0073
50	19,0	1	415	2	0,0048
51	20,0	1	416	1	0,0024

Wykres zależności E = f(V):

Wykres zależności ΔE/ΔV = f(V_AgNO3):

Według wykresu zależności ΔE/ΔV = f(V_AgNO3) maksimum wykresu osiągnięto przy objętości:

V_AgNO3(MAX) = 10,6 [ml]

Według reakcji:

Ag⁺ + Cl^- = AgCl

0,1 [mol] - 1000 [ml]

x [mol]_Ag⁺ - 10,6 [ml]

x_Ag+ = 0,00106 [mol]

x_Ag+ = x_Cl-

x_Cl- = 0,00106 [mol]

0,00106 [mol]_Cl- - 100 [ml]

x [mol]_Cl- - 1000 [ml]

x [mol]_Cl- = 0,0106 [mol]

Próbka nr3 o stężeniu 0,0106 [M]_HCl.

5. Wnioski:

Metody poznane w ćwiczeniu pozwoliły na wyznaczenie stężeń badanych roztworów. Stężenie próbek wyniosło:

Roztwór nr1: - Stężenie odczytane z krzywej kalibracyjnej: c = 0,00048 [M]

- Stężenie obliczone metodą dodatku wzorca: c = 0,00044 [M]

Roztwór nr2: - Stężenie obliczone metodą dodatku próbki do wzorca: c = 0,1156 [M]

Roztwór nr2: - Stężenie wyznaczone metodą miareczkowania: c = 0,0106 [M]

Oszacowanie błędów pomiarowych lub niedokładności obliczeń byłoby możliwe, przy znajomości rzeczywistych stężeń badanych roztworów. Najdokładniejszą metodą pomiaru najprawdopodobniej jest metoda odczytu stężenia z krzywej kalibracyjnej. Przy sporządzaniu krzywej należy jednak bardzo dokładnie przygotowywać roztwory wzorcowe (w ćwiczeniu wystąpiły pewne rozbieżności).

2

---