uvod u elektrokemijske metode

Odjel za kemiju

UVOD U ELEKTROKEMIJSKE METODE

Milan Sak-BosnarOdjel za kemijuSveučilište Josipa Jurja Strossmayera u OsijekuFranje Kuhača 2031000 OsijekTel. 031/ 495 530E-mail: msbosnar@kemija.unios.hrwww.kemija.unios.hr

Sveučilišni studij: Biomedicinsko laboratorijske tehnologije

INSTRUMENTALNE MJERNE TEHNIKE I FIZIKALNE METODE U BIOMEDICINSKOJ ANALITICI

Literatura:

Odjel za kemiju

D.A. Skoog, D.M. West, F.J. Holler, Osnove analitičke kemije, Školska knjiga, Zagreb, 1999.

G.D. Christian, Analytical Chemistry, 6th Edition, John Wiley & Sons Inc., New York, 2003.

P.M.S. Monk, Fundamentals of Electroanalytical Chemistry, John Wiley & Sons Inc., New York, 2005.

B.R. Eggins, Chemical Sensors and Biosensors, John Wiley & Sons Inc., New York, 2005.

Odjel za kemiju

1. Elektrokemijske/elektroanalitičke metode:

Definicija

Skupina analitičkih postupaka kod kojih podatak o određivanoj

molekulskoj vrsti (npr. koncentracija, aktivitet) dobivamo na

temelju međusobno razmjernih električnih veličina, tj. s pomoću

električnog napona, električne struje, električnog otpora ili

električnog naboja.

Odjel za kemiju

elektroda

elektrolit

1.1. Elektrokemijski članci

Elektrokemijski članak:

•dva elektronska vodiča (metal ili grafit) uronjena u elektrolit (ionski vodič) koji može biti otopina, tekućina ili krutina

Odjel za kemiju

Osnovni tipovi elektrokemijskih članaka:

elektrolitički članak (elektrolitska ćelija): uređaj koji se sastoji od dviju elektroda uronjenih u elektrolit, a na elektrodama koje su priključene na izvor istosmjerne struje dolazi do reakcije oksidacije i redukcije – elektrolize (kemijske reakcije su prisilne)

galvanski članak: uređaj u kojem se energija kemijske reakcije (redoks-reakcije) pretvara u električnu energiju (članak koji služi kao izvor napona), a kemijske reakcije su spontane.

Odjel za kemiju

1.2. Elektrodni potencijal (Electrode potential)

Elektroni, koji su negativno nabijeni, teže putovati prema područjima pozitivnog električnog potencijala i zato putuju od jedne elektrode prema drugoj u galvanskom članku.

Između metala i otopine postoji polje određenog potencijala – električni potencijal, ali je problem što se razlika potencijala na jednoj graničnoj površini metal - otopina ne može mjeriti.

Mjeriti se može razlika potencijala (∆V) između dviju elektroda (dvaju polučlanaka). Ona je jednaka elektromotornoj sili ili skraćeno EMS (EMF).

• Svaka elektroda članka doprinosi ukupnom potencijalu članka,

• Nije moguće mjeriti potencijal svake elektrode pojedinačno, nego razliku njihovih potencijala,

Odjel za kemiju

Moguće je jednoj od elektroda proizvoljno dodijeliti vrijednost nultog potencijala, pa se tako može odrediti potencijal druge elektrode,

U tu svrhu odabrana je standardna vodikova elektroda (SHE).

Standardni elektrodni potencijal (E0) se određuje mjerenjem razlike elektrodnog potencijala galvanskog članka u kojem je jedan polučlanak elektroda mjernog redoks sustava, a drugi polučlanak standardna vodikova elektroda (referentna elektroda).

Standardna vodikova elektroda ima dogovorom elektrodni potencijal nula uz [H+]=1 mol dm-3.

galvanski članak se sastoji od određene/aktualne elektrode kao katode i standardne vodikove elektrode kao anode, sa sljedećim polureakcijama:

Cu2+ + 2e- ⇋ Cu H2 (g) ⇋ 2H+(aq) + 2e-

Odjel za kemiju

redukcija se uvijek odvija na katodi a oksidacija na anodi

prema IUPAC-ovoj konvenciji (The International Union of Pure and Applied Chemistry) elektrodni potencijal (točnije relativni elektrodni potencijal) namijenjen je isključivo za polureakcije napisane kao redukcije

prema konvenciji spomenuti članak označava se tako da se oksidirani oblik uvijek piše prvi:

Pt(s)|H2 (g) |H+ (aq)||Cu2+

(aq)|Cu(s)

E = ER – EL

Odjel za kemiju

elektrodna reakcija: H2(g) ⇋ 2H+(aq) + 2e-

- elektrolitni most (salt bridge)

prema konvenciji: E2H+/H2

= 0.000 V (na svim temperaturama) pa je

E = ER – EL = E Cu2+/Cu – E 2H+/H2 = E Cu2+/Cu

Odjel za kemiju

1.3. Standardne (referentne) elektrode

potencijal im je stalan tijekom elektroanalitičkog postupka, pa služe kao standard prema kojem mjerimo potencijal druge elektrode (radne ili indikatorske)

primjena referentnih elektroda: mjerenje pH mjerenje s ion-selektivnim elektrodama potenciometrijske titracije voltametrija

Odjel za kemiju

Srebrna žica

zasićeniKCl + AgNO3

Tekuća membrana

mV

Test electroda

AgCl + e- Ag0 + Cl-

E0 = 0.222V

Ag/AgCl referentna elektroda (silver/silver(I) chloride reference electrode)

Odjel za kemiju

Zasićena kalomelove elektroda (saturated calomel electrode, SCE)

Kalomel pasta (Hg0/Hg2Cl2)

zasićeni KCl

Tekuća membrana

mV

Test elektroda

Hg2Cl2 + 2e- 2Hg0 + 2Cl-

E0 = 0.268V

Odjel za kemiju

1.4. Ion-selektivne elektrode (Ion-selective electrodes, ISE)

elektrokemijski senzori čiji potencijal (u sprezi s odgovarajućom referentnom elektrodom) ovisi o logaritmu aktiviteta ispitivanog iona u otopini

za reakciju Ox +  ne- ⇋ Red vrijedi Nernstova jednadžba:

za slučaj: Cu2+ + 2e- ⇋ Cu

Nernstova jednadžba glasi:

d

Ox

a

a

nF

RTEE

Re0 ln

Cu

Cu

a

a

F

RTEE

2

ln20

R = univerzalna plinska konstanta

T = Termodinamička temperatura

F = Faradayeva konstanta

Odjel za kemiju

Kako je aktivitet čvrstih specija po konvenciji = 1 (a = 1), to u našem slučaju

pa imamo:

općenito za kation Mn+:

ako zamijenimo gdje = nagib (slope) dobiva se

analogno za anion An- :

odnosno, nakon sređivanja: tj.

1,Cua 2ln

20 Cua

F

RTEE

0 0

2.303ln logn nM M

RT RTE E a E a

nF nF

2.303 RT 0.059S ,

nF n

nAa

nF

RTEE ln0

nAa

nEE log

059.00

S

0 log nME E S a

0 log nAE E S a

Odjel za kemiju

Dakle, koristeći Nernstovu jednadžbu, mjerenjem elektrodnog potencijala može se izračunati aktivitet/koncentracija nekog iona-analita u otopini.

Slika: Mjerni sustav za rad s ion-selektivnom elektrodom

Odjel za kemiju

Ref

1 Ref

2

mV

Ecell EISM

Ion-selectivemembrane++

+

+

+

+

+

+

+

+

+

Ecell = ERef(1)– ERef(2)

Odjel za kemiju

Staklena pH elektroda (Glass electrode)

prva i najčešće korištena ISE !!!!

Od ranije iz Nernstove jednadžbe:

Isto vrijedi i za i kako je n = 1:

Kako je (od prije): ili ispravnije

pa je

nMa

nEE log

059.00

Ha

HaEE log059.00

logpH H H

apH log

pHEE 059.00

Odjel za kemiju

kalibracija: najmanje 2 pufera koji pokrivaju očekivano područje pH

vrijednosti

elektrode slijede Nernstovski nagib, zato se uvodi S (slope):

E0 i S se izračunaju mjerenjem EMF u dvije otopine poznate pH

vrijednosti, S je nagib pravca na grafu E – pH

0 lnH

RTE E a

nF

0 2,303log

H

RTE E a

nF

0 logH

E E S a

0E E S pH

logH

pH a

Odjel za kemiju

Primjer kalibracije elektrode: potencijal je mjeren u 2 različita pufera na pH 4.01 i 11,00 izmjeren je potencijal nepoznatog uzorka čiji pH tražimo

pufer 1 (pH=4,01)

pufer 2 (pH=11,00)

E1 = 181,9 mV

E2 = -220,6 mV

Ex = 124,89 mV

0

1 1E E S pH 0

2 2E E S pH

2 1 2 1 1 2( )E E E S pH S pH S pH pH

1 2

402,557,58

6,99

E mVS mV

pH pH

01 1 181,9 57,58 4,01 412,79E E S pH mV mV mV

0 412,79 124,895,00

57,58x

x

E E mV mVpH

S mV

Odjel za kemiju

Odjel za kemiju

Shema staklene elektrode

Odjel za kemiju

Instrumentacija

pH-metar / milivoltmetar (ionometar)

Kinhidronova elektroda (Quinhydrone electrode)

Kinhidronova elektroda sastoji se od platine uronjene u otopinu zasićenu kinhidronom.

Kinhidron (HQ) je slabo topljiva supstanca koja nastaje kombinacijom jednog mola kinona (Q) i jednog mola hidrokinona (H2Q):

Elektrodna reakcija je:

(4) Quinone (Q) Hydroquinone (H2Q)

Kinon je oksidans a hidrokinon je reducens u toj reakciji. Ova elektroda se lako priprema i jednostavna je za primjenu. Čisti kruti hidrokinon otopi se u ispitivanoj otopini dok otopina ne postane zasićena i doda se malo u suvišku. Platinska žica se uroni u tu otopinu.

Elektrodni potencijal definiran je sljedećom relacijom:

(5)

Kinon (Q) i hidrokinon (H2Q) nastaju otapanjem kinhidrona u otopini, otuda je aH2Q=aQ. Koristeći sljedeću supstituciju

(6)

Jednadžba (5) je u obliku

(7)

Standardni potencijal kinhidronove elektrode dan je

(8)

gdje je t temperatura u 0C.

Za potenciometrijska mjerenja kinhidronova elektroda kombinira se s odgovarajućom referentnom elektrodom da se formira elektrokemijska ćelija.

Ako se koristi zasićena kalomelova elektroda (SCE) kao referentna elektroda, shema ćelije prikazuje se:

Hg/Hg2Cl2/KCl(satur.solution)/H2 Q,Q,H+(measur.solution)/Pt

Elektromotorna sila ćelije definirana je sljedećim izrazom:

(9)

gdje je EQ/H2Q potencijal kinhidronove elektrode, Ekal potencijal SCE.

Konačno, iz jedn. (7) i (9), dobije se pH ispitivane otopine:

Kinhidronova elektroda ne može se koristiti u otopinama koje reagiraju s kinonom ili hidrokinonom.

Hidrokinon je slaba kiselina pa se elektroda ne može koristiti iznad pH 8.5 kada disocijacija hidrokinona postaje značajna.

Drugi je nedostatak što se kinon oksidira na zraku u jako alkalnoj sredini.

Usprkos svemu navedenome, kinhidronova elektroda često se koristi pri titraciji kiselina bazama, jer je završna točka titracije u većini slučajeva ispod pH 8.

Odjel za kemiju

1.5. Kolorimetrijsko određivanje pH (Colorimetric pH determination)

Kiselo-bazni indikatori (pH indikatori) su slabe organske kiseline ili slabe organske baze koje mijenjaju boju kao posljedicu njihovog ionizacijskog stanja.

Otopina koja sadrži fenolftalein u kiseloj sredini Otopina koja sadrži fenolftalein u alkalnoj sredini

bezbojno crveno

Fenolftalein

Odjel za kemiju

Indikatori kiselog tipa:

Indikatori baznog tipa:

In = indikator

Pri promjeni pH vrijednosti gornje ravnoteže se pomiču izazivajući promjenu boje.

HIn + H2O ⇋ H3O+ + In-

In + H2O ⇋ OH- + InH+

Npr. Metil oranž

Npr. Fenolftalein

kisela boja bazna boja

kisela bojabazna boja

Konstante ravnoteže za prethodne disocijacije su:

3

a

H O InK

HIn(1) i

b

InH OHK

In(2).

Preuređenjem jedn. (1):

3

a

HInH O K

In

Ljudsko oko nije osjetljivo na razlike u boji otopina koje sadrže smjesu In- i HIn, posebno kad je odnos 0.1 > In- /HIn >10 !

Indikator HIn imat će čistu kiselu boju za prosječno oko kad je:

10

1

HIn

Ina baznu boju kad je:

1

10

HIn

In

(3).

Odjel za kemiju

1.6. Potenciometrija

metoda u kojoj se mjeri razlika potencijala između elektroda

elektrokemijske ćelije uz ravnotežne uvjete

napon ćelije mjerimo tako da kroz ćeliju ne teče struja odnosno teče

tako mala struja da ona ne utječe na mjerljivo stanje ravnoteže na

elektrodama

koncentracijsko područje za potenciometrijska mjerenja iznosi od

10-5 – 10-1 M

mjerni uređaji za mjerenje razlike potencijala:

potenciometri

voltmetri s velikom ulaznom impedancijom:

pH - metri

pIon - metri

Odjel za kemiju

Potenciometrijska mjerenja provode se uz upotrebu dviju elektroda:

referentna potencijal je konstantan

univerzalna referentna elektroda: standardna vodikova elektroda

sekundarne referentne elektrode: kalomelova elektroda Hg/Hg2Cl2

elektroda srebro/srebrov klorid Ag/AgCl

indikatorska potencijal ovisi o aktivitetu (koncentraciji) jedne ili više ionskih

vrsta u ćeliji

uglavnom ima visoko selektivan odziv na ispitivane ione

Odjel za kemiju

u čaši s homogenom otopinom uzorka su dvije elektrode koje su spojene na milivoltmetar ovo je jedan elektrokemijski članak

potencijal ovog elektrokemijskog članka (Ec) iznosi:

EC = EIE - ERE

EC = EMJERENI

Odjel za kemiju

potencijal indikatorske elektrode određen je Nernstovim izrazom:

u Nernstovom izrazu koristi se aktivitet, a ne koncentracija iona:

ax = fx ·[X] ax = aktivitet iona

[X] = molarna koncentracija iona

fx = koeficijent aktiviteta

0 0,0592logE E a

z

Odjel za kemiju

koncentracijsko područje za potenciometrijska mjerenja iznosi od 10-5 – 10-1 M

mjerni uređaji za mjerenje razlike potencijala: potenciometri voltmetri s velikom ulaznom impedancijom:

pH - metri pIon - metri

Odjel za kemiju

1.7. Analitička primjena potenciometrije

a) direktna potenciometrija

b) potenciometrijska titracija

a) Direktna potenciometrija (Direct potentiometry)

priredi se serija otopina različitih koncentracija (aktiviteta) ispitivanog iona: a1, a2, a3, ….. an,

izmjere se pripadajuće vrijednosti za E: E1, E2, E3, ….. En, konstruira se baždarni dijagram E = f(log a), za određivanje aktiviteta koristi se linearni dio dijagrama

Odjel za kemiju

Instrumentacija

pH-metar / milivoltmetar (ionometar) komercijalne ISE često u svojoj konstrukciji imaju ugrađenu i referentnu elektrodu – tada je to kombinirana ISE

Odjel za kemiju

Primjer iz prakse:

-100

0

100

200

-6 -5 -4 -3 -2 log a A-

E /mV

DBS DS

Odjel za kemiju

b) Potenciometrijska titracija (Potentiometric titration)

titracija u kojoj se za detekciju završne točke koristi ISE kao detektor

u elektrokemijsku ćeliju se dodaje titrans koji s određivanom tvari u ćeliji kemijski reagira

rezultat: promjena aktiviteta analita, a time i potencijala indikatorske elektrode

titracijska krivulja: grafički prikaz tijeka titracije u obliku E = f(V) ili pH = f(V).

Odjel za kemiju

Detekcija završne točke titracije

brojne metode, najčešće računanjem 1. ili 2. derivacije (ΔpH/ΔV,

ΔE/ΔV), npr. 1. derivacija: pH/V = (pH)2-(pH)1/ (V2-V1)

kao indikatorske elektrode najčešće se koriste staklena (pH) elektroda, ISE ili platinska (redox) elektroda

kao referentne elektrode najčešće se koriste kalomelova ili srebro/srebrov klorid elektroda

Odjel za kemiju

Primjer određivanja završne točke titracije

iz krivulje odredimo područje s najvećom promjenom potencijala V(TPB)/mL E/mV

5,1 -62,0

5,2 -86,4

5,3 -141,2

5,4 -173,9

5,5 -204,2

5,6 -227,1

2 1

2 1

E EE

V V V

86,4 62,0244,0 /

5,2 5,1

E mV mVmV mL

V mL mL

173,9 141,2327,0 /

5,4 5,3

E mV mVmV mL

V mL mL

204,2,4 173,9303,2 /

5,5 5,4

E mV mVmV mL

V mL mL

227,1 204,2229,0 /

5,6 5,5

E mV mVmV mL

V mL mL

141,2,4 86,4548,0 /

5,3 5,2

E mV mVmV mL

V mL mL

Odjel za kemiju

pH Vs. Volume of Base Added

4

5

6

7

8

9

10

11

12

0 10 20 30 40

Volume of Base Added, mL

pH

Odjel za kemiju

First Derivative

0

0.5

1

1.5

2

2.5

3

3.5

0 10 20 30 40

Volume of Base Added, mL

Cha

nge

in p

H/m

L B

ase

Add

ed

Odjel za kemiju

Pregled elektroanalitičkih metoda

Odjel za kemiju

Odjel za kemiju

Odjel za kemiju

Odjel za kemiju