Transcript Electrochemische analysemethodes Meten electrisch signaal • • • • Potentiometrie (meting potentiaal) Conductometrie (meting geleidbaarheid) Polarografie (meting stroomsterkte) Coulometrie (meting lading) Enkel de twee eerste zullen besproken worden Voornaamste toepassingen van.

Electrochemische analysemethodes
Meten electrisch signaal
•
•
•
•
Potentiometrie (meting potentiaal)
Conductometrie (meting geleidbaarheid)
Polarografie (meting stroomsterkte)
Coulometrie (meting lading)
Enkel de twee eerste zullen besproken worden
Voornaamste toepassingen van potentiometrie en conductometrie:
titraties: alternatieve equivalentiepuntsbepaling voor bepalingen waarbij
de kleuromslag bij klassieke titraties moeilijk zichtbaar is
Voordelen:
betere nauwkeurigheid
mogelijkheid tot automatisatie
potentiometrie
spanning meten tussen twee
electrodes die ondergedompeld
zijn in de te meten oplossing.
Indicator electrode,
referentieelectrode
meter om de spanning tussen de
electrodes
te
meten
(de
potentiometer).
Referentieelectrode:
constante
potentiaal
Indicator electrode: potentiaal
verandert in functie van de
concentratie in oplossing
Redoxreactie: herhaling
• Uitwisseling van electronen
– Oxidatie: toename in OT trap, afgeven van electronen
(vb Zn  Zn2  2e- )
– Reductie: daling in OT, opnemen van electronen
(vb Cu 2  2e-  Cu )
• Oxidatie en reductie gaan steeds gepaard
Redoxreactie: herhaling
Zn plaatje in Cu2+ oplossing
Blauwe kleur verdwijnt geleidelijk,
Koper zet zich af op het Zn plaatje
Redoxreactie: herhaling
Cu 2  2e-  Cu
2
Zn  Zn  2e
-
Cu 2  Zn  Cu  Zn2
REDUCT IE
OXIDAT IE
2 halfreacties
Redoxreactie gebruiken om electrische stroom te
leveren: Galvanische cel
1.
2.
3.
4.
Kathode: reductie
Anode: oxidatie
Zoutbrug: behoud ladingsevenwicht in oplossing
Externe circuit: electronentransport van anode naar kathode
celspanning
Kunnen alleen maar spanningsverschil meten
• Ecel =Ereductie – Eoxidatie
of
• Ecel =Ekathode – Eanode
• Indien we 1 van de 2 halfreacties constant houden
(referentieelectrode) kunnen we het spanningsverloop
aan de 2de compartiment volgen
• Als referentieelectrode de standaard waterstofelectrode
en concentraties in oplossing 1M dan geeft dit de
standaard electrode potentiaal (E°) voor de halfreactie
Wet van Nernst: verandering van de spanning in
functie van de concentratie
Indien men volgende halfreactie beschouwt :
a A + b B + n e-  p P + q Q + ….
Dan wordt de elektrode potentiaal gegeven door de
Nernstvergelijking :
E =
E0
R.T
[P]p [Q]q
- ------- ln ----------nF
[A]a [B]b
waarbij E° de standaard electrode potentiaal is, karakteristiek
voor een bepaald half reactie, met concentraties van reagentia
en producten = 1mol/L
R de universele gasconstante is of 98,314 J.K.mol,
F de Faradayconstante of 96493 C.mol,
T de absolute temperatuur (K)
n het aantal electronen uitgewisseld in de reactie
Wet van Nernst
of
a A + b B + n e-  p P + q Q
[P]p [Q]q
0,059
E = E 0 - ------n
log ----------[A]a [B]b
voorbeeld :
Cu 2  2e-  Cu
E =
E0 -
0,059
1
------- log ---------2
[Cu 2+]
Praktische halfcellen
Referentielectroden
Standaard waterstof electrode
H2
2H+ + 2e-
Per conventie E=0
men dompelt in een 1
molaire oplossing van
waterstofionen bij 25°C een
Pt-elektrode, waar men
zuiver waterstofgas bij 1.013
bar laat stromen (normaal
omstandigheden
Referentielectrodes van de tweede orde
• Definitie:Een hafcel van de tweede orde bestaat uit een
metaal in contact met een onoplosbaar zout van het
metaal in aanwezigheid van een oplosbaar zout.
• Calomelelectrode
E= 0.242V (verzadigd KCl)
E=0.281V (1M KCl)
Volgende halfcelreactie treedt hier op:
Hg2 Cl2 + 2e-
2Hg + 2Cl-
Referentielectrodes van de tweede orde
• Ag/AgCl referentieelectrode
AgCl + e-
Ag + ClE=0.197V (verzadigde KCl)
indicatorelectroden
• Metaalelectroden
– Nemen ofwel deel aan de reactie: Cu, Zn, Cd, Pb-metalen
staafjes
– Inerte electrode: Pt, Au: dient enkel voor electronenoverdracht
• Redoxreactie vindt plaats in oplossing
indicatorelectroden
• Glaselectrode voor pH metingen
pH gevoelig glas
Speciale cellen
•
•
•
pH-meting : hier gebruikt men een
glaselektrode en een calomelelektrode of de
gecombineerde glas-calomel elektrode
Redoxtitraties : men maakt gebruik van een
Pt-elektrode en een Calomel-elektrode of de
combinatie ervan.
Neerslagtitraties : bv. Chloride met
zilvernitraat : een zilverelektrode en een
calomel elektrode (doch deze in een andere
beker of met een zoutbrug omwille van de
aanwezige Cl- in de Calomelelektrode)
Potentiometrische titratie
Men zal het verloop van ofwel
de pH of van het aantal mV
uitzetten in funktie van het
toegevoegd volume reagens.
Deze curve ziet er uit als een
S-vormige curve.
Het E.P. valt samen met het
buigpunt van de curve of de
titratiekromme.
Potentiometrische zuur-base titratie
HCl met NaOH
• Grove titratie (schatting)
– Titratie van 60ml onbekende HCl oplossing met 1mol/L NaOH
• Gemeten pH=0,9
– Na toevoeging van 5ml NaOH
• Gemeten pH=0,8
– Na toevoeging 10ml NaOH
• Gemeten pH=1,2
– Na toevoeging 15ml NaOH
• Gemeten pH=12
• Nauwkeurige titratie
– Tussen 0 en 5ml in stappen van 5 ml, 5-10 ml stappen van 1ml,
na 10ml in stappen van 0,5ml en voorbij het equivalentiepunt
titreren (nog 5ml in stappen van 1ml)
– Steeds pH noteren na iedere toevoeging
– Equivalentiepunt wordt grafisch bepaald
Potentiometrische zuur-base titratie
HCl met NaOH
titratiecurve
1ste afgeleide
1ste afgeleide= DpH/Dvol
2de afgeleide =D2pH/D2vol
Equivalentiepunt
13,5ml NaOH
Gebruiken in titratieformule
2de afgeleide