Instrukcje
Analiza Instrumentalna
Ochrona Środowiska I stopień 2 rok
ĆWICZENIE 1
OZNACZANIE SODU I WAPNIA. FOTOMETRIA PŁOMIENIOWA
WYKONANIE OZNACZENIA:
Z roztworów zawierających 0,1 mol/dm3 sodu i 0,1 mol/dm3 wapnia przygotować w kolbkach na 50 ml
bezpośrednio przed przystąpieniem do pomiarów po około 20 ml wzorców o następujących stężeniach
(metodą kolejnych rozcieńczeń) – tabela poniżej.
Roztwór w kolbce F zawierający nieznaną ilość jonów sodu i wapnia rozcieńczyć wodą do kreski. Zmierzyć
emisję roztworów wzorcowych, otrzymanej próbki oraz wody wodociągowej stosując filtry interferencyjne
Na 589 i Ca 625
OPRACOWANIE WYNIKÓW:
Wyniki pomiarów zapisać w formie tabeli, po czym wykreślić wartości emisji zarówno dla sodu jak i wapnia
jako funkcje stężenia (w mg/l) Otrzymane wykresy stanowić będą krzywe kalibracyjne. Stężenie sodu i wapnia
w wodzie wodociągowej odczytać z krzywej kalibracyjnej. Podać masę sodu i wapnia w otrzymanej próbce.
Na+ Ca2+
mol/l mg/l emisja mol/l mg/l emisja
5*10-3 115 1*10-2 400,8 2*10-3 46 5*10-3 200,4 1*10-3 23 2*10-3 80,2 5*10-4 11,5 1*10-3 40,1 2*10-4 4,6 5*10-4 20 1*10-4 2,3 2*10-4 8 5*10-5 1,2
próbka próbka woda wodociągowa woda wodociągowa
WYMAGANIA KOLOKWIALNE:
1. Widmo emisyjne a budowa atomu; porównanie z widmem absorpcyjnym
2. Warunki wzbudzenia.
3. Aparatura i technika oznaczania w fotometrii płomieniowej.
ĆWICZENIE 2
ABSORPCJOMETRIA: OZNACZANIE KMnO4
WYKONANIE OZNACZENIA:
1. Przygotować spektrofotometr do pomiaru (wg instrukcji obsługi).
2. Do pięciu kolbek o pojemności 50 ml nalać kolejno po 1,0; 2,0; 4,0; 6,0; 8,0 ml wzorcowego roztworu
KMnO4 o stężeniu 10-3 mol/dm3 i uzupełnić wodą do kreski. Obliczyć stężenia KMnO4 w każdej
z tak przygotowanych próbek.
3. Roztwór z kolbki numer 5 przelać do kuwety i zmierzyć absorbancję KMnO4 w zakresie długości fali od 440
do 640 nm (co 5nm) i wykreślić widmo.
4. Wyznaczyć długość fali λmax przy której występuję maksimum absorbancji.
5. Dla długości fali, przy której występuje maksimum absorbancji zmierzyć wartość absorbancji wszystkich
przygotowanych roztworów.
6. Otrzymany do analizy roztwór w kolbce A zawierający nieznaną ilość jonów MnO4- rozcieńczyć wodą
do kreski i następnie zmierzyć absorbancję przy λmax.
OPRACOWANIE WYNIKÓW:
1. Narysować wykres zależności absorbancji od długości fali.
2. Wyznaczyć wartość molowego współczynnika absorbancji ε dla wszystkich roztworów.
3. Wykreślić krzywą wzorcową zależności absorbancji od stężenia.
4. Z otrzymanej w pkt 3 krzywej wzorcowej wyznaczyć stężenie KMnO4 w analizie.
5. Obliczyć masę KMnO4 (w mg) w analizie.
WYMAGANIA KOLOKWIALNE:
1. Podział metod optycznych (długości, fal, mechanizm powstawania widma, nomenklatura itp.)
2. Mechanizm powstawania widma i barwy.
3. Czynniki wpływające na kształt linii widmowej.
4. Zastosowanie metod optycznych.
5. Prawa absorpcji (I, II, III).
6. Odchylenie od praw absorpcji-chemiczne i instrumentalne.
7. Precyzja oznaczeń fotometrycznych.
8. Metody analizy ilościowej w absorpcjometrii.
9. Znajomość zasad wykonywania ćwiczenia, wykorzystanych zależności: umiejętność obliczeń.
ĆWICZENIE 3
OZNACZANIE MIEDZI I ŻELAZA
METODĄ MIARECZKOWANIA SPEKTROFOTOMETRYCZNEGO
WSTĘP:
Metody miareczkowania za pomocą EDTA są jednym z ważniejszych osiągnięć chemii analitycznej, jednakże
używane dotychczas wskaźniki nie są idealne. W zasadzie opracowano metody oznaczania większości metali
lecz wizualna obserwacja punktu końcowego z dużą precyzją stanowi wciąż jedną z najważniejszych
trudności. W szeregu przypadków, trudności te można pokonać śledząc przebieg miareczkowania
spektrofotometrycznego.
Spektrofotometryczne określenie punktu końcowego jest nie tylko bardziej uniwersalne, ale i bardziej czułe
niż w przypadku zastosowania w miareczkowaniu EDTA wskaźników wizualnych.
Zastosowanie detekcji spektrofotometrycznej do wykrywania punktu końcowego miareczkowania z użyciem
EDTA daje możliwość oznaczania dwu lub więcej jonów równocześnie w tym samym roztworze. Możliwie
jest to wtedy, gdy zachowane są następujące warunki:
stałe trwałości kompleksów danych kationów z EDTA są odpowiednio duże,
stałe te różnią się odpowiednio między sobą,
widma kompleksów pozwalają na dobór odpowiednich długości fal.
WYKONANIE OZNACZENIA:
Roztwór w kolbce M zawierający nieznaną ilość jonów miedzi (II) i żelaza (III) rozcieńczyć wodą do kreski.
Do trzech zlewek o pojemności 25 ml pobrać po 10 ml badanego roztworu i dodać do każdej po 5 ml wody
destylowanej. Napełnić biuretę mianowanym roztworem EDTA o stężeniu 0.05 mol/dm3. Roztwór ustawić
na mieszadle i wymieszać. Sondę umieścić w roztworze i przy długości fali 745 nm wykalibrować aparat
na wartość 0. Dodawać porcjami po 0.5 ml mianowany roztwór EDTA. Odczytów absorbancji dokonywać
po ok. 1 minucie po dodaniu EDTA. Miareczkowanie zakończyć po ustabilizowania się wartości absorbancji.
Podobnie przeprowadzić miareczkowania pozostałych próbek.
OPRACOWANIE WYNIKÓW:
Wyniki zestawić w tabeli:
próbka 1 próbka 2 próbka 3
VEDTA absorbancja VEDTA absorbancja VEDTA absorbancja
Sporządzić wykresy zależności absorbancji od objętości dodanego EDTA, z wykresów odczytać objętości EDTA
zużyte na zmiareczkowanie Cu(II) i Fe(III). Na podstawie średniej dla trzech próbek obliczyć zawartość żelaza
i miedzi (II) w mg w otrzymanej analizie.
WYMAGANIA KOLOKWIALNE:
1. Znajomość opisu ćwiczenia i uzasadnienie celowości postępowania opisanego w instrukcji.
2. Prawa absorpcji.
3. Kompleksometria - trwałość i stałe trwałości kompleksów z EDTA, reakcje tworzenia kompleksów,
zastosowanie EDTA w analizie.
4. Krzywe miareczkowania kompleksometrycznego - wyjaśnić ich kształt.
5. Zasada działania Specola.
6. Obliczenia w analizie objętościowej.
ĆWICZENIE 4
pH-METRYCZNE MIARECZKOWANIE KWASÓW: OCTOWEGO I SOLNEGO
WSTĘP:
Miareczkowanie należy przeprowadzić metodą potencjometryczną, przez pomiar zmian pH ogniwa złożonego
z nasyconej elektrody kalomelowej i elektrody szklanej odwracalnej względem jonów H+.
Aparatura: pH - metr, elektroda zespolona (szklana elektroda wskaźnikowa + kalomelowa elektroda
porównawcza)
WYKONANIE OZNACZENIA:
Otrzymane roztwory w kolbkach do analizy na 50 ml, zawierające roztwory HCl i CH3COOH, rozcieńczyć
wodą do kreski.
Miareczkowanie I i II
Przenieść ilościowo 20 ml roztworu przy pomocy pipety do zlewki 250 ml, dodać 80 ml wody
i miareczkować zgodnie z instrukcją poniżej.
Dwa miareczkowania wykonać dla roztworu kwasu solnego.
Miareczkowanie III i IV
Przygotować analogicznie roztwory do miareczkowania kwasu octowego i przeprowadzić miareczkowania.
Przeprowadzenie miareczkowania:
Włączyć pH-metr do sieci. Zlewkę z miareczkowanym roztworem ustawić na mieszadle, wrzucić mieszadełko,
umieścić w zlewce elektrody i włączyć mieszadło. Biuretę napełnić mianowanym roztworem NaOH. Powoli
miareczkować dodając porcjami (po ok. 1ml) roztwór NaOH. Po każdym dodaniu roztworu zanotować
objętość i odczytać wartość pH.
OPRACOWANIE WYNIKÓW:
1. Wyniki zestawić w tabeli
VNaOH pH ΔpH/ ΔV Δ2pH/ ΔV2 V1 V2
gdzie: ∆𝑝𝐻
∆𝑉=
𝑝𝐻𝑛−𝑝𝐻𝑛−1
𝑉𝑛−𝑉𝑛−1
2. Wykreślić zależności:
a) pH = f(V)
b) ΔpH/ ΔV = f(V1)
c) Δ2pH/ ΔV2 = f(V2)
Z wykresów odczytać punkty końcowe miareczkowania i określić ilość HCl i CH3COOH (w milimolach
i miligramach) w analizie, przyjmując, że współmierność kolby do pipety wynosi 2.5.
3. Wyznaczyć punkt końcowy miareczkowania metodą Hahna.
4. Porównać wyniki uzyskane z poszczególnych typów krzywych i ocenić przydatność wykonywania
poszczególnych wykresów oraz metody Hahna.
WYMAGANIA KOLOKWIALNE:
1. Znajomość instrukcji ćwiczenia oraz równań reakcji zachodzących podczas wykonywania ćwiczenia.
2. Przebieg krzywych miareczkowania pehametrycznego (wyznaczanie punktów końcowych na krzywych).
3. Budowa elektrody szklanej. Zalety, wady, zastosowanie.
4. Błąd sodowy.
5. Umiejętność dokonywania obliczeń dotyczących pehametrii.
ĆWICZENIE 5
POTENCJOMETRIA . OZNACZANIE JONÓW FLUORKOWYCH METODĄ DODATKU
WZORCA Z ZASTOSOWANIEM JONOSELEKTYWNEJ ELEKTRODY FLUORKOWEJ
WSTĘP:
Elektrody jonoselektywne są to elektrochemiczne półogniwa, które selektywnie reagują na dany jon
lub molekułę w obecności innych jonów zawartych w roztworze. Zasadniczą częścią elektrody
jonoselektywnej jest membrana (np. trudno rozpuszczalna sól, szkło, półprzewodnik, wymieniacz jonowy
itp.), która z jednej strony kontaktuje się z roztworem wewnętrznym membrany lub bezpośrednio z
przewodnikiem wyprowadzającym, natomiast z drugiej strony z roztworem badanym. Na granicy faz
membrana-roztwór badany wytwarza się różnica potencjałów zależna od aktywności określonego jonu, który
występuje w fazie roztworu i w fazie membrany, mogąc łatwo przechodzić z jednej fazy do drugiej.
Potencjał elektrody jonoselektywnej opisuje równanie Nikolskiego:
𝐸 = 𝐸0 ±𝑅𝑇
𝑧𝐹ln(𝑎𝐴 +∑𝐾𝐴−𝐵𝑎𝐵
𝑧𝐴/𝑧𝐵)
gdzie: E0 – potencjał standardowy elektrody jonoselektywnej, zależny od rodzaju membrany
i konstrukcji elektrody,
aA – aktywność jonu oznaczanego,
aB – aktywność jonu zakłócającego (interferującego),
R – stała gazowa,
T – temperatura w K,
z – liczba elektronów biorących udział w reakcji elektrodowej,
F – stała Faradaya,
zA, zB – wartościowość jonu oznaczanego i zakłócającego,
KA-B – współczynnik selektywności: jon oznaczany – jon zakłócający.
Przez potencjał elektrody rozumiemy siłę elektromotoryczną ogniwa zbudowanego z danej elektrody
i elektrody wodorowej o jednostkowej aktywności jonów wodorowych i prężności parcjalnej wodoru równej
1.013 ∙ 105 Pa. W pomiarach potencjałów elektrod, zamiast niewygodnej w użyciu i czułej na różne czynniki
elektrody wodorowej, stosuje się inne elektrody odniesienia, charakteryzujące się stałym potencjałem,
niezależnym od składu roztworu badanego. Obecnie najczęściej stosowanymi elektrodami odniesienia
są elektroda chlorosrebrowa (Ag | AgCl | Cl–) i kalomelowa (Hg | Hg2Cl2 | Cl–)
Jak wynika z równania Nikolskiego, jednym z istotniejszych parametrów charakteryzujących
praktyczną przydatność elektrody jonoselektywnej jest współczynnik selektywności. Niska wartość
współczynnika selektywności świadczy o wysokiej specyficzności elektrody w stosunku do jonu oznaczanego
w obecności jonu zakłócającego. W przypadku elektrod z membranami krystalicznymi współczynnik
selektywności związany jest z reakcjami tworzenia nowych trudno rozpuszczalnych związków, np.
dla elektrody chlorkowej, której membranę stanowi sprasowany pod wysokim ciśnieniem trudno
rozpuszczalny AgCl, współczynnik selektywności tej elektrody w stosunku do jonów bromkowych jest równy
stosunkowi iloczynów rozpuszczalności chlorku i bromku srebra.
𝐾𝐶𝑙−𝐵𝑟 =𝐼𝑟,𝐴𝑔𝐶𝑙
𝐼𝑟,𝐴𝑔𝐵𝑟=1.1 ∙ 10−10
4 ∙ 10−13≈ 300
Taka wartość współczynnika selektywności oznacza, że trzystukrotnie mniejsze stężenie jonów bromkowych
w porównaniu z jonami chlorkowymi będzie wnosić taki sam udział w potencjał elektrody jak jony chlorkowe.
W przypadku elektrod z membranami ciekłymi współczynnik selektywności zależy od ruchliwości
jonów badanych i zakłócających lub ich asocjatów z substancją jono wymienną w fazie organicznej membrany
oraz od współczynników podziału obu jonów pomiędzy fazę wodną i organiczną i stałych asocjacji w fazie
membrany .
Innym parametrem charakteryzującym elektrody jonoselektywne jest nachylenie krzywej kalibracji.
Krzywą kalibracji elektrody nazywamy wykres zależności potencjału tej elektrody od logarytmu z aktywności
(krzywa aktywnościowa) lub stężenia (krzywa stężeniowa) danego jonu. Idealna elektroda powinna mieć tzw.
"nernstowskie" nachylenie, równe RT/zAF. Często jednak zdarzają się odchylenia od tej wartości (najczęściej
w kierunku wartości niższych), wynikające głównie z właściwości membrany i sposobu jej przygotowania.
Każda elektroda jonoselektywna charakteryzuje się ściśle określoną granicą oznaczalności, związaną
z najniższym stężeniem jonu jakie można oznaczać w danym układzie. Jako granicę oznaczalności przyjmuje
się stężenie oznaczanych jonów, przy którym odchylenie punktów pomiarowych od prostoliniowego przebiegu
krzywej kalibracji wynosi 18/zA mV. Granice oznaczalności dla danej elektrody w znacznym stopniu zależą
od typu jej membrany i obecności jonów zakłócających.
Należy również pamiętać, że elektrody jonoselektywne różnią się tzw. czasem odpowiedzi. Jest to
czas potrzebny do osiągnięcia potencjału równowagowego przy przeniesieniu elektrody z jednego roztworu
do drugiego, różniących się aktywnościami jonów potencjałotwórczych.
Podstawą wszystkich metod analitycznych z zastosowaniem elektrod jonoselektywnych jest empiryczna
postać równania Nernsta.
𝐸 = 𝐸0 ± 𝑆log𝑎 gdzie: E – SEM pomiarowego ogniwa elektrodowego,
Eo – SEM pomiarowego ogniwa elektrodowego w temperaturze 298 K, przy prężności parcjalnej
substancji gazowych równej 1013 hPa i aktywności jonów mierzonych w roztworze równej jedeności,
±S - nachylenie charakterystyki elektrody; (+) dla kationów, (-) dla anionów (dla roztworów wodnych
w temperaturze 25oC S = 59.16 mV/zA).
Metodę jednokrotnego dodatku wzorca można stosować wtedy, gdy znamy nachylenie
charakterystyki elektrody S. Podstawą tej metody jest wnioskowanie o początkowym stężeniu oznaczanego
jonu w odmierzonej ilości roztworu próbki na podstawie zmian SEM po dodaniu dokładnie odmierzonej ilości
roztworu wzorcowego tego jonu. Zmiana SEM ogniwa (ΔE) związana jest ze stężeniem próbki (cx ) i wzorca
(cw) następującym równaniem:
𝑐𝑥 = 𝑐𝑤 (𝑉𝑊𝑉𝑃) (10
∆𝐸𝑆⁄ − 1)
−1
a uwzględniając efekt rozcieńczenia otrzymujemy:
𝑐𝑥 = 𝑐𝑤 (𝑉𝑊
𝑉𝑃 + 𝑉𝑊) (10
∆𝐸𝑆⁄ −
𝑉𝑃𝑉𝑃 + 𝑉𝑊
)−1
gdzie: Vp – objętość próbki,
Vw – objętość dodanego wzorca.
WYKONANIE OZNACZENIA:
Przygotowanie aparatury.
Przed przystąpieniem do oznaczania należy zestawić układ pomiarowy. Elektrodę fluorkową (wskaźnikową)
i elektrodę kalomelową (odniesienia) umieścić w statywie nad mieszadłem magnetycznym, a następnie
podłączyć elektrody do potencjometru (REF – el. odniesienia). Na mieszadle ustawić zlewkę z wodą
destylowaną (+ mieszadełko) i zanurzyć w niej elektrody na głębokość ok. 1 cm. Należy zwrócić szczególną
uwagę, aby mieszadełko nie uderzało w elektrody! Włączyć mieszanie i odmywać elektrody do uzyskania
potencjału powyżej 200 mV. Gdy potencjał przestanie rosnąć należy wymienić wodę destylowaną
i kontynuować odmywanie elektrod.
Wykonanie krzywej kalibrowania.
Pobrać (pipetą!) 50 ml wody destylowanej i 50 ml buforu octanowego, wlać do zlewki na 250ml
zaopatrzonej w mieszadło, do której należy włożyć opłukane i osuszone elektrody.
Uruchomić mieszadło. Poczekać na ustalenie się potencjału.
Dodawać z biurety stopniowo: 10 ml roztworu zawierającego 0.01 mg/ml F-, a następnie (do tej samej
zlewki) 10ml roztworu 0.1 mg/ml F-. Sumaryczne objętości dodawanych roztworów F- (ilość ml znajdująca
się w naczyńku pomiarowym ) wynoszą:
0.01 mg/ml: 0.1; 0.2; 0.5; 1.0; 2.0; 5.0; 10 ml
0.1 mg/ml: 1.0; 2.0; 5.0 i 10.0 ml.
Po każdej dodanej porcji roztworu fluorków należy poczekać na ustalenie się potencjału i odczytać jego
wartość.
Krzywą kalibrowania elektrody wykonuje się w układzie współrzędnych E(mV) w zależności od log [F-] (jak
na Rys. 1) i należy opisać ją równaniem.
Przy obliczaniu poszczególnych stężeń jonów fluorkowych należy uwzględnić stopniowy wzrost moli i
objętości roztworu badanego.
𝑐𝐹− =𝑉𝑊 ∙ 𝑐𝑤𝑉 + 𝑉𝑊
gdzie: Vw, cw to objętość i stężenie dodawanego roztworu F-, V- objętość próbki.
Przed przystąpieniem do kolejnego etapu badań należy pamiętać o odmyciu elektrody!
Oznaczanie zawartości jonów fluorkowych w wodzie mineralnej metodą jednokrotnego dodatku wzorca.
Otrzymany roztwór w kolbce do analizy na 50 ml, zawierający jony F-, rozcieńczyć wodą do kreski. Przenieść
ilościowo 20 ml roztworu przy pomocy pipety do zlewki 250 ml, dodać 20 ml buforu octanowego. Do
badanego roztworu po zanotowaniu potencjału E1 dodać 1ml 0.01 mg/ml roztworu F-. Po ustaleniu się
potencjału zanotować jego wartość E2. Stężenie jonów fluorkowych w wodzie obliczyć ze wzoru.
𝑐𝑥 =𝑉𝑊 ∙ 𝑐𝑤
(10𝐸1−𝐸2
𝑆 − 1) ∙ 𝑉
gdzie: Vw, cw to objętości i stężenie dodawanego roztworu wzorcowego
V-objętość próbki badanej
S-nachylenie charakterystyki elektrody wyznaczonej w punkcie
Obliczając stężenia oznaczanych jonów należy uwzględnić rozcieńczenie próbki w trakcie pomiarów.
Wyniki oznaczeń podać w mg/l.
WYMAGANIA KOLOKWIALNE:
1. Potencjał elektrody, metody pomiaru.
2. Elektrody jonoselektywne - podział, budowa, potencjał.
3. Zastosowanie elektrod jonoselektywnych.
4. Metody dodatku wzorca.
ĆWICZENIE 6
KONDUKTOMETRYCZNE OZNACZANIE MIESZANINY KWASÓW:
OCTOWEGO I SOLNEGO
Aparatura: Konduktometr "Radelkis" typ OK. 102/1
Przygotowanie roztworu:
Z kolbki K przenieść ilościowo 20 ml roztworu przy pomocy pipety do zlewki na 250 ml, dopełnić wodą
destylowaną do 200 ml.
Wykonanie miareczkowania:
włączyć konduktometr, odczekać 5 minut,
zamocować elektrodę dzwonową
zlewkę z miareczkowanym roztworem ustawić na mieszadle, wrzucić mieszadełko i wymieszać
roztwór,
zmierzyć przewodnictwo (przed zanurzeniem elektrody wyłączyć mieszadło)
miareczkować roztworem NaOH dodając po 0,5 ml.
miareczkowanie powtórzyć.
Uwaga! W czasie mierzenia przewodnictwa mieszadło należy wyłączyć. W czasie mieszania elektroda
dzwonowa powinna być wynurzona z roztworu.
Opracowanie wyników:
Dla każdej dodanej objętości policzyć poprawkę:
𝑃 =𝑉 + 𝑣
𝑉
V - objętość roztworu miareczkowanego,
v - objętość dodanego odczynnika miareczkującego.
Pomnożyć przez poprawkę P odczytane wartości przewodnictwa uzyskując wartości niezależne od zmian
objętości.
Otrzymane wyniki zestawić w tabeli:
Objętość roztworu
miareczkującego [ml]
Przewodnictwo
[mS]
Poprawka
Poprawiona wartość
przewodnictwa [mS]
Wykonać wykres zależności przewodnictwa (wartość poprawiona) od objętości NaOH. Wyznaczyć punkty
końcowe miareczkowania i określić ilość HCl i CH3COOH (w milimolach i miligramach). Współmierność
kolby do pipety wynosi 2,5.
WYMAGANIA KOLOKWIALNE:
1. Przewodnictwo właściwe, molowe i równoważnikowe.
2. Ruchliwość jonów.
3. Mechanizm przewodnictwa roztworów silnych i słabych elektrolitów.
4. Podział technik konduktometrycznych.
5. Krzywe miareczkowania konduktometrycznego w układzie kwas-zasada.
6. Krzywe miareczkowania konduktometrycznego strąceniowego.
6. Zależność przewodnictwa od stężenia, temperatury, lepkości i stałej dielektrycznej.
7. Pomiar przewodnictwa elektrolitycznego roztworów (mostkowa metoda pomiaru przewodnictwa-mostek
Wheatstone'a, Kohlrauscha).
8. Znajomość zasad wykonywania ćwiczenia.
ĆWICZENIE 7
ELEKTROLITYCZNE OZNACZANIE MIEDZI I OŁOWIU.
Elektrolityczne oznaczanie miedzi i ołowiu może zachodzić jednocześnie. Miedź wydziela się z
roztworu kwasu azotowego na katodzie, a w tych samych warunkach ołów wydziela się na anodzie w postaci
dwutlenku ołowiu. Stężony kwas azotowy wpływa korzystnie na struktury wydzielonego metalu, jednak zbyt
duże jego stężenie może spowodować rozpuszczanie wydzielonej miedzi. Dlatego pod koniec elektrolizy
roztwór często rozcieńcza się, a nawet można częściowo zobojętnić go amoniakiem.
Stosowane podczas elektrolizy elektrody platynowe powinny być odtłuszczone, dlatego też nie
należy dotykać ich palcami. Podczas elektrolizy należy od czasu do czasu opłukać ścianki zlewki wodą z
tryskawki. Ogrzewanie cieczy powoduje jej parowanie. Straty roztworu uzupełnia się dodając wody do
osiągnięcia początkowego poziomu, aby uniknąć osadzenia soli, utlenienia metalu na odsłoniętej części
elektrody, jak również wzrostu stężenia kwasu.
Zakończenie elektrolizy rozpoznaje się w ten sposób, ze zanurza się elektrody głębiej do roztworu
(np. dolewając nieco wody do roztworu lub opuszczając elektrody). Jeżeli po upływie kilkunastu minut nowa
zanurzona część elektrody nie pokrywa się już wydzielanym metalem, oznacza to, że nastąpiło już ilościowe
wydzielenie oznaczanego metalu.
Po zakończeniu elektrolizy wyjmuje się elektrody z roztworu (nie odłączając potencjału), usuwa
zlewkę i zanurza elektrody do wody. Po wyjęciu elektrod z wody wyłącza się napięcie. Wcześniejsze
wyłączenie prądu może spowodować rozpuszczenie się miedzi w roztworze elektrolitu.
Przez cały czas elektrolizy elektrody powinny być umieszczone koncentrycznie, aby nie
spowodować zwarcia.
Wykonanie ćwiczenia
roztwór w kolbce rozcieńczyć wodą do 50 ml, przenieść ilościowo 20 ml tego roztworu do zlewki na
150 ml, dodać 10 ml stężonego HNO3 i około 70 ml wody,
do zlewki z badanym roztworem wrzucić mieszalnik, a zlewkę umieścić na płycie grzejnej
elektrolizera i mieszając ogrzać roztwór do około 70OC (początkowo przełącznik "grzanie"
ustawiamy w pozycji 3 , a gdy roztwór stanie się gorący w pozycji 1 - wystarczającej do utrzymania
żądanej temperatury roztworu).
elektrody zanurzyć w acetonie, wysuszyć w suszarce przy temperaturze 120OC (ok. 5 min.) i po
ostudzeniu zważyć na wadze analitycznej,
umocować elektrody w elektrolizerze (większa elektroda - katoda, mniejsza - anoda), zanurzyć je do
roztworu na wysokość ok. 2/3 rozpocząć elektrolizę włączając prąd o natężeniu 1,5 - 2 A i napięciu
2 - 4 V,
po około 40 - 60 minutach elektrolizy wyjąć elektrody z roztworu, nie odłączać przyłożonego
napięcia, obserwować wskazania mierników a do roztworu dodać ok. 2 g (NH4)2SO4
zanurzyć ponownie elektrody do roztworu i prowadzić dalszą elektrolizę w ciągu 1/2 godziny,
dodać do roztworu ok. 10 ml wody, na nowo zanurzonej części elektrod nie powinien wydzielać się
żaden osad,
po zakończonej elektrolizie wyjąć elektrody z roztworu, zanurzyć je w wodzie i dopiero po
przepłukaniu odłączyć potencjał od elektrod,
przemyć elektrody w acetonie przez zanurzenie i włożyć do suszarki o temp. 120OC
po ok. 5 min. wyjąć elektrodę pokrytą miedzią, elektrodę pokrytą PbO2 suszyć dodatkowo w temp.
140OC ok. 10 min.
po ostudzeniu ważyć elektrody na wadze analitycznej,
elektrody należy oczyścić przez zanurzenie do kwasu azotowego rozcieńczonego wodą w stosunku
1:1, zawierającego niewielką ilość wody utlenionej, w miarę potrzeby kwas należy lekko podgrzać,
elektrody płukać w acetonie i wysuszyć w suszarce,
obliczyć masy miedzi i ołowiu w otrzymanej do analizy próbce.
Wymagania kolokwialne
znajomość zasad wykonywanego ćwiczenia i uzasadnienie wszystkich czynności wykonywanych
podczas elektrolizy,
reakcje zachodzące podczas elektrolizy i rozpuszczanie osadów z elektrody,
prawa elektrolizy i warunki ich stosowania,
teoria (mechanizm) elektrolizy
aparatura do elektrolizy
nadnapięcie, polaryzacja chemiczna i stężeniowa,
wpływ mieszania i ogrzewania roztworu na wielkość prądu i polaryzację elektrod
warunki rozdzielania elektrolitycznego (kulometria potencjostatyczna i amperostatyczna)
bufory potencjału
elektroliza i ogniwa.
ĆWICZENIE 8
CHRONOWOLTAMPEROMETRYCZNE OZNACZNIE JONÓW Pb2+
ĆWICZENIE WSTĘPNE
1. Do naczynka wlać 10 ml 0,1M HNO3 i 50 µl 5∙10-3M roztworu zawierającego Pb2+.
2. Odtlenić roztwór przepuszczając przez niego wodór przez 10 minut.
3. Zarejestrować krzywe chronowoltamperometryczne od potencjału -100 do -700 mV stosując szybkość
polaryzacji równą: 50, 100, 200, 300, 500, 1000, mV/s.
4. Wyznaczyć EP i EP/2 oraz iP z każdej z krzywych.
5. Wykonać wykres iP = f(V1/2).
Numer krzywej Szybkość polaryzacji (mV/s) EP (mV) EP/2 (mV) iP ( A)
WYKONANIE ĆWICZENIA:
Strącić 2-3 krople rtęci i zarejestrować chronowoltamperogram stosując wybrana szybkość zmian
potencjału elektrody pracującej. Dodawać kolejno 100, 200, 500 l roztworu 5∙10-3 M Pb2+ i rejestrować
krzywe chronowoltamperometryczne. Po dodaniu każdej nowej porcji roztworu przepuszczać przez
naczynko wodór w czasie 5 min. Przed rejestracją każdej krzywej stracić 2-3 krople rtęci.
Otrzymany w kolbce roztwór uzupełnić do kreski 0,1M HNO3. Po wymieszaniu wprowadzić roztwór
do naczynka (dowolna objętość) i po odtlenieniu zarejestrować krzywą chronowoltamperometryczną,
stosując analogiczne parametry jak poprzednio.
OPRACOWANIE WYNIKÓW:
Zmierzyć potencjały i prądy pików na wszystkich krzywych. Obliczyć stężenie jonów Pb2+
odpowiadające poszczególnym roztworom wzorcowym. Wyniki umieścić w tabeli.
Wykonać krzywą wzorcową dla roztworów 1-4 i na jej podstawie wyznaczyć stężenie jonów Pb2+ w analizie.
Podać masę jonów Pb2+ w otrzymanej do analizy próbce.
Numer roztworu
Stężenie Pb2+ w mol/dm3
EP (mV)
iP ( A)
1
2
3
4
analiza
𝐸𝑃/2 − 𝐸𝑃 =0,0565
𝑛[𝑉]
Wymagania kolokwialne:
Rówanie Randlesa - Ševčika.
znajomość zasad obchodzenia się z rtęcią.
prądy występujące w chronowoltamperometrii (polarografii) i przyczyny ich występowania,
zakres potencjałowy stosowania chronowoltamperometrii, ograniczenia stosowalności i ich
przyczyny,
przebieg krzywych chronowoltamperometrycznych dla procesów odwracalnych i nieodwracalnych
sposoby odtleniania roztworu,
Parametry charakteryzujące ilościowo i jakościowo depolaryzator w chronowoltamperometrii.
Chronowoltamperometria cykliczna.
Parametry wpływające na wzrost prądu piku w chronowoltamperometrii.
Rodzaje elektrod stosowanych w chronowoltamperometrii.
Chronowoltamperometria inwersyjna:
Różnice pomiędzy metodą chronowoltamperometrii klasycznej i chronowoltamperometrii ze
wstępnym zatężaniem.
Dobór potencjału i czasu zatężania.
Czynniki wpływające na wielkość otrzymanego piku po wstępnym zatężaniu.
Substancje, które można oznaczyć metodą chronowoltamperometrii ze wstępnym zatężaniem.
Sposoby zatężania depolaryzatorów na elektrodach.
Metody zwiększania czułości w chronowoltamperometrii.
Literatura
J. Garaj "Fizyczne i fizykochemiczne metody analizy" str. 100-110
A. Cygański "Metody elektroanalityczne"
Z. Galus, Teoretyczne podstawy elektroanalizy chemicznej str.41-46,207-209,373-377
Podręczniki analizy instrumentalnej
Tabela zbiorcza wyników:
V [V/s] Ep [V] Ip [μA]
0.05
0.1
0.2
0.3
0.5
1
Wybrana szybkość V =……………..[V/s]
V [μl] Ep [V] Ip [μA]
50
150
350
850
Analiza Wybrana szybkość V =……………..[V/s]
Ep [V] Ip [μA]
Top Related