550 likes | 1.36k Views
UVOD U ELEKTROKEMIJSKE METODE. Sveučilišni studij: Biomedicinsko laboratorijske tehnologije INSTRUMENTALNE MJERNE TEHNIKE I FIZIKALNE METODE U BIOMEDICINSKOJ ANALITICI. Milan Sak-Bosnar Odjel za kemiju Sveučilište Josipa Jurja Strossmayera u Osijeku Franje Kuhača 20 31000 Osijek
E N D
UVOD U ELEKTROKEMIJSKE METODE Sveučilišni studij: Biomedicinsko laboratorijske tehnologije INSTRUMENTALNE MJERNE TEHNIKE I FIZIKALNE METODE U BIOMEDICINSKOJ ANALITICI Milan Sak-Bosnar Odjel za kemiju Sveučilište Josipa Jurja Strossmayera u Osijeku Franje Kuhača 20 31000 Osijek Tel. 031/ 495 530 E-mail: msbosnar@kemija.unios.hr www.kemija.unios.hr
Literatura: 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.
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.
1.1. Elektrokemijski članci Elektrokemijski članak: • dva elektronska vodiča (metal ili grafit) uronjena u elektrolit (ionski vodič) koji može biti otopina, tekućina ili krutina elektroda elektrolit
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.
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,
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-
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
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 = ECu2+/Cu – E2H+/H2 = ECu2+/Cu
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
mV Test electroda Srebrna žica zasićeni KCl + AgNO3 Tekuća membrana Ag/AgCl referentna elektroda (silver/silver(I) chloride reference electrode) AgCl + e- Ag0 + Cl- E0 = 0.222V
mV Test elektroda Kalomel pasta (Hg0/Hg2Cl2) zasićeni KCl Tekuća membrana Zasićena kalomelove elektroda (saturated calomel electrode, SCE) Hg2Cl2 + 2e- 2Hg0 + 2Cl- E0 = 0.268V
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: R = univerzalna plinska konstanta T = Termodinamička temperatura F = Faradayeva konstanta
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.
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
mV Ecell EISM Ref 1 Ref 2 + + + + + + + Ion-selective membrane + + + + Ecell = ERef(1)– ERef(2)
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
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
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
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/H2Qpotencijal kinhidronove elektrode, Ekalpotencijal 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.
1.5. Kolorimetrijsko određivanje pH (Colorimetric pH determination) Kiselo-bazni indikatori (pH indikatori) su slabeorganske 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 Odjel za kemiju
bezbojno crveno Fenolftalein
Indikatori kiselog tipa: Indikatori baznog tipa: In = indikator Pri promjeni pH vrijednosti gornje ravnoteže se pomiču izazivajući promjenu boje. Npr. Metil oranž HIn + H2O ⇋ H3O+ + In- kisela boja bazna boja Npr. Fenolftalein In + H2O ⇋ OH- + InH+ bazna boja kisela boja Odjel za kemiju
Konstante ravnoteže za prethodne disocijacije su: (1) i (2). Preuređenjem jedn. (1): (3). 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: a baznu boju kad je:
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
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
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
potencijal indikatorske elektrode određen je Nernstovim izrazom: • u Nernstovom izrazukoristi se aktivitet, a ne koncentracija iona: ax = fx·[X]ax = aktivitet iona [X] = molarna koncentracija iona fx = koeficijent aktiviteta
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
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
Instrumentacija • pH-metar / milivoltmetar (ionometar) • komercijalne ISE često u svojoj konstrukciji imaju ugrađenu i referentnu elektrodu – tada je to kombinirana ISE
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).
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
Primjer određivanja završne točke titracije • iz krivulje odredimo područje s najvećom promjenom potencijala