Analiza Instrumentalna · jako funkcje stężenia (w mg/l) Otrzymane wykresy stanowić będą krzywe kalibracyjne. Stężenie sodu i wapnia w wodzie wodociągowej odczytać z krzywej

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


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.


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.


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.


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.


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.


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)


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.


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.


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.


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.


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.


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.


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]

Documents

Analiza Instrumentalna · jako funkcje stężenia (w mg/l) Otrzymane wykresy stanowić będą krzywe kalibracyjne. Stężenie sodu i wapnia w wodzie wodociągowej odczytać z krzywej