Kierunek: Biotechnologia

Grupa studencka: Bio/Ch1

Grupa laboratoryjna: 6

Data laboratorium: 24.04.2007

Jakubiak Dominik

Sprawozdanie z laboratorium z Chemii Fizycznej

Temat: „Potencjometryczny pomiar pH”

I. Wstęp teoretyczny

Metal zanurzony w wodzie, w skutek silnie spolaryzowanych cząsteczek wody, w pewnym stopniu rozpuszcza się i określona liczba dodatnich jonów metalu przechodzi do wody. W takiej sytuacji metal będzie wykazywał potencjał ujemny względem wody, która uzyskała ładunki dodatnie. Powstała w ten sposób różnica potencjałów między metalem a wodą powoduje zahamowanie przenikania jonów metalu do wody, gdyż są one przyciągane przez ujemny ładunek metalu. Powstaje w ten sposób stan, w którym jony metalu koncentrują się w sąsiedztwie powierzchni metalu i w stanie ustalonym tyle jonów może przechodzić z metalu do wody, ile ich wraca z wody do metalu. Jest to równowaga dynamiczna. Metal jest nazywany elektrodą, a powstała różnica potencjałów określa tzw. potencjał elektrodowy.

Wartość i znak różnicy potencjałów między danym metalem a roztworem zależy więc od stężenia (ściślej aktywności) jonów danego metalu w roztworze. Można na podstawie tej różnicy potencjałów wyznaczyć wartość stężenia, a raczej aktywności jonów danego metalu w roztworze. Tę różnicę potencjałów między roztworem a elektrodą oznacza się przez E.

Dla uzyskania stałego potencjału stosuje się elektrodę porównawczą (odniesienia) połączoną z badanym roztworem za pomocą klucza elektrolitycznego. Stosowany w pomiarach jonoselektywnych obwód pomiarowy, najłatwiej jest omówić na przykładzie schematu ogniwa pomiarowego:

E_rw - potencjał wewnętrzny półogniwa

odniesienia

E_w - potencjał wewnętrznej powierzchni

membrany

E_a - potencjał asymetrii membrany

E_z - potencjał zewnętrznej powierzchni

membrany

E_d - potencjał dyfuzyjny łącznika

elektrolitycznego

E_rz - potencjał zewnętrznego półogniwa

odniesienia

Podczas pomiaru, rejestrowana przez miernik różnica potencjałów E, jest sumą sześciu zaznaczonych na rysunku różnic potencjałów. Przy zachowaniu odpowiednich warunków prowadzenia pomiaru (np. zachowania stałej siły jonowej próbki), jedynie potencjał powierzchni zewnętrznej membrany jonoselektywnej (E_z), będzie zależał od aktywności jonu oznaczanego w próbce. Zależność ta, określona jest równaniem Nernsta.

II. Przebieg ćwiczenia, dane i obliczenia

1. Przygotowanie roztworu buforowego i pomiar siły elektromotorycznej ogniwa.

Najpierw przygotowaliśmy roztwory wg instrukcji na stanowisku laboratoryjnym które posłużyły do sporządzenia roztworu buforowego o zadanym pH = 3,5.

Na początku odważyliśmy 0,20422g ftalanu potasu w 100 cm³ roztworu, połowę (50 cm³) wlewamy do zlewki i mieszamy z odpowiednią, wyliczoną ilością (7,85 cm³) 0,1 M HCl i dopełniamy wodą do 100 cm³. Następnie zbadaliśmy rzeczywiste pH roztworu za pomocą metody potencjometrycznej za pomocą kompensatora do pomiaru SEM i ogniwa złożonego z elektrody chlorosrebrowej i chinhydronowej. Do zlewki wlaliśmy roztwór buforowy, dodaliśmy 10 mg chinhydronu, a następnie zestawiono ogniwo (elektroda chlorosrebrowa z biegunem (-), elektroda chinhydronowa z (+)), skompensowaliśmy je i dokonaliśmy pomiaru SEM za pomocą kompensatora.

Parametr:	Wartość:
Zmierzone SEM	0,283 (V)
Potencjał elektrody chinhydronowej	0,699 (V)
Potencjał elektrody chlorosrebrowej	0,199 (V)
Temperatura w jakiej prowadzono dośw.	20,5^0C = 293,65 K

2. Obliczenie rzeczywistego pH na podstawie danych pomiarowych

Rolę elektrody wskaźnikowej pełniła elektroda chinhydronowa, w związku z czym jej potencjał nie jest stały i wymaga wyliczenia na podstawie wzoru Nernsta. Drugie półogniwo - elektroda chlorosrebrowa - jest elektrodą porównawczą, w związku z czym jej potencjał jest stały w warunkach stałego stężenia jonów chlorkowych. Możemy zatem przyjąć, iż jej potencjał jest równy potencjałowi normalnemu. Uzyskujemy w ten sposób równanie na SEM ogniwa (E):

gdzie: E⁺ - potencjał elektrody dodatniej

E^- - potencjał elektrody ujemnej

E- zmierzona wartość SEM

Po podstawieniu otrzymujemy:

F=96458 C/mol

R=8,3145 J/mol∙K

3. Cechowanie pH-metru za pomocą buforu wzorcowego

Wstępnie przepłukaliśmy zlewkę 50 ml i elektrodę zespoloną pH-metru sporządzonym roztworem buforowym. Po osuszeniu, umieściliśmy elektrodę na statywie. Napełniliśmy naczynie buforem wzorcowym i włożyliśmy elektrodę. pH-metr został wycechowany wg instrukcji załączonej do stanowiska.

4. Pomiar pH próbki

Elektroda i zlewka pomiarowa została przepłukana za pomocą wody destylowanej. Następnie przystąpiliśmy do właściwego pomiaru pH. Procedura postępowania była identyczna jak w przypadku przygotowania pH-metru do cechowania, z tym że w miejsce buforu wzorcowego zastosowaliśmy roztwór badanej próbki. Po umieszczeniu elektrody zespolonej w roztworze musieliśmy odczekać na ustabilizowanie się wskazań przyrządu i dopiero wtedy mogliśmy odczytać wartość pH. Odczytana wartość pH to 3,64

5. Podsumowanie wyników doświadczenia:

SEM ogniwa pomiarowego [V]	Teoretyczna wartość pH buforu wzorcowego	Rzeczywista wartość pH buforu wzorcowego	Zmierzona wartość pH próbki
0,283	3,5	3,72	3,64

III. Analiza błędów

1. Błąd wyznaczenia pH roztworu buforowego

dpH = 0,02985

pH roztworu buforowego:

pH = 3,72 ±0,02985

2. Błąd badania za pomocą pH-metru

Całkowity błąd wskazań pH-metru został obliczony w następujący sposób: do błędu obliczonego metodą różniczki zupełnej dodajemy także dokładność wskazań urządzenia pomiarowego. W ten sposób otrzymujemy błąd:

Błąd pH - metru: 0,01

Błąd końcowy: 0,02985 + 0,01= 0,03985

pH badanej próbki:

pH = 3,64 ±0,03985

IV. Wnioski

Na podstawie załączonej analizy błędów możemy stwierdzić, iż potencjometryczny pomiar pH jest bardzo dokładną metodą analityczną, a ewentualne pomyłki są zaniedbywalne w stosunku do otrzymanej wartości pH (błąd dwa rzędy wielkości mniejszy od otrzymanego wyniku). Co ważne, oprócz dużej dokładności, jest to metoda tania i nie wymagająca zbyt skomplikowanej aparatury laboratoryjnej.

Na błędy wynikłe w doświadczeniu mogła mieć wpływ temperatura pomiaru oraz niedoskonałości konstrukcji pH-metru i kompensatora. Jakość sporządzonego buforu nie miała wielkiego wpływu na przebieg doświadczenia, gdyż służył on tylko do wycechowania pH-metru, odstępstwa od pH teoretycznego mogły zostać spowodowane przez zanieczyszczenie odczynników i szkła laboratoryjnego oraz nieprecyzyjną preparację.

---