Temat: Pomiar stężenia fizjologicznie aktywnych jonów za pomocą elektrod jonoselektywnych (potencjometria).

Jakub Knurek

Definicje:

Woda dysocjuje na jony H⁺i jony OH^- , stała dysocjacji K to iloraz iloczynu stężeń molowych jonów do stężenia czystej wody.

Stężenie molowe – stosunek liczby moli danej substancji do objętości całego roztworu. Jest ono zależne od temperatury. Stężenie molowe czystej wody wynosi 55,3 mol/dm³.

Iloczyn stężeń molowych jonów H⁺i OH^- jest określany mianem iloczynu jonowego wody i wynosi 10^-14 mol/l w temperaturze 298 K^o, czyli 25 stopni Celsjusza. Jest to wartość stała i odnosi się nie tylko do wody, ale do wszystkich roztworów wodnych. W roztworze obojętnym (czyli takim, gdzie stosunek jonów H⁺do jonów OH^- jest równy 1) [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 mol/l. Jeśli do roztworu dodamy zasady (wzrośnie stężenie jonów OH^-), np. do wartości 10^-4, wówaczas [H⁺] = 10^-10. O zasadowości (lub kwasowości) roztworu świadczy wykładnik potęgi, określający stężenie jonów H⁺i OH^- .

PH – ujemny logarytm dziesiętny ze stężenia jonów jonów [H⁺]. Podobne oznaczenia stosuje się także w przypadku innych jonów np. pCl, pK, pOH.

Roztwory buforowe – roztwory, które zachowują względnie stałe pH, nawet podczas ich rozcieńczania lub dodawania niewielkich ilości mocnych kwasów lub zasad. Najczęściej składają się ze słabo dysocjujących kwasów (lub zasad) oraz soli tych kwasów (zasad).

Prawo Hendersona-Hasselbacha mówi nam o zmianie pH w roztowrach buforowych. Wynika z niego, że pH zmiania się w zależności od zmian ilorazu stężeń kwasu i jego soli. A sam stosunek stężeń buforu nie zmienia się gwałtownie, co wynika ze wzoru:

pH = pK_Ha + log [BA]/[HA]

, gdzie:

[HA] – kwas (zasada) słabo dysocjujący(a)

[BA] – sól (mocnych kwasów/zasad) i powyższego kwasu(zasady)

Wzór Nernsta pomaga określić wartość potencjału elektrycznego powstałego w wyniku reakcji. Jest on wyrażany w mV. Jego wzór uwzględnia wartość potencjału w warunkach spoczynkowych (Vo), stałą gazową (R), temperaturę (T), wartościowość (z), stałą Faradaya (F) oraz stężenia jonu, który podlega sprawdzeniu ([C]).

Aby zmierzyć stężenie danego jonu należy umieścić w badanym roztworze dwa półogniwa (np. elektrodę jonoselektywną i elektrodę odniesienia) i połączyć je wzmacniaczem, o bardzo dużym oporze wejściowym (np. pH-metr). Potencjał eletrody odniesienia nie zależy od stężenia badanego jonu (= const.).

W zależności od użytej przez nas elektordy jonoselektywnej, możemy spotkać się z jej, różniącymi się u różnych elektrod, cechami charakterystycznymi, tj. zakresem działania (możliwość działania w roztworach o różnym pH), czułością (reakcja na odpowiednie jony), współczynnikiem selektywności (uzależnienie od stężenia jonów w badanym roztworze). Przykładami elektrod jonoselektywnych są elektrody szklane, które umożliwiają obserwację przebiegu protonów. W takiej elektrodzie może zostać umieszczona elektroda odniesienia. Są to tzw. elektrody kombinowane, które nie wymagają obecności elektordy referencyjnej.

Wyniki:

Roztwory	pH	[H^+]	pK	[K^+]	pCl	[Cl^-]
Sok jabłkowy	3,5	10^-3,5	11,3	10^-11,3	8,3	10^-8,3
Woda wodociągowa	8,2	10^-8,2	10,3	10^-10,3	8,2	10^-8,2
Woda z akwarium	8,2	10^-8,2	10,3	10^-10,3	8,2	10^-8,2

Jak widzimy na wykresach V(pK) i V(pCl) funkcja jest rosnąca (do pewnego momentu). Uznajemy, że jest to wynik błędu pomiarowego elektrody i nie bierzemy tego punktu pod uwagę.

Średnia czułość elektrody Cl-seletywnej wynosi 20 eV.

Średnia czułość elektrody K-seletywnej wynosi 44,5 eV.