1

1

Dr Ewa Więckowska-Bryłka

Katedra Chemii WNoŻ

p. 2036

Szkoła Główna Gospodarstwa Wiejskiego

Wydział Nauk o Żywności

CHEMIA FIZYCZNA

Elektrochemiczne

metody

analizy instrumentalnej

Wykład VIII.

Konsultacje:
• Środa godz. 10-11

• Pon 11-12

• Wtorek (sala 2065)

2

Metody elektrochemiczne (elektroanaliza):

 zespół metod analizy instrumentalnej, wykorzystujących reakcje

elektrodowe w ogniwach i elektrolizerach zawierających elektrolity w
stanie stopionym i w roztworach

 pomiar wielkości elektrycznej (lub czysto fizycznej): natężenia prądu,

ładunku elektrycznego, napięcia między elektrodami, przewodnictwa
roztworu

Wyróżniamy:
 potencjometrię – bezpośredni pomiar SEM ogniwa lub zmiany

SEM

 konduktometrię – jednorazowy pomiar przewodnictwa lub zmiany

przewodnictwa

 elektrolizę i metody elektrolitycznego rozdzielania – pomiar

natężenia prądu lub masy substancji na elektrodzie

 kulometrię
 metody polarograficzne i woltamperometryczne

3

•

bezpośredni

pomiar

różnicy

potencjałów

(siły

elektromotorycznej SEM) ogniwa złożonego z dwóch
zanurzonych w roztworze elektrod: elektrody odniesienia (o

stałym potencjale) i elektrody wskaźnikowej (o potencjale

zależnym od stężenia oznaczanego jonu) do oznaczenia ilości
substancji w roztworze

•

zmiany SEM (zmiany potencjału elektrody wskaźnikowej w
odniesieniu do stałego potencjału elektrody odniesienia) do

określenia punktu końcowego miareczkowania – jest to tzw.
miareczkowanie potencjometryczne

Potencjometria:

-

wyznacza

się zmiany SEM odpowiedniego ogniwa

spowodowane

dodawaniem

mianowanego

roztworu

odczynnika miareczkującego do roztworu miareczkowanego
zawierającego oznaczaną substancję.

- wykorzystywane w reakcjach kwas-zasada, redoks, kompleksowania).

4

Ogniwa – złożone z dwóch półogniw czyli elektrod.

Elektroda (półogniwo) – zbudowane jest z 2 (lub więcej) faz
przewodzących prąd elektryczny, z których przynajmniej jedną jest
roztwór elektrolitu lub stopiony elektrolit.

Potencjał elektrody - wzór Nernsta:

ared

aox

ln

F

z

T

R

+

o

red/ox

E

=

Ered/ox





– potencjał standardowy elektrody (w warunkach T = 298 K,
p = 1 atm czyli 101 325 Pa);

o

ox

/

red

E

a

ox

– aktywność formy utlenionej,

a

red

– aktywność formy zredukowanej (a = f

.

c, gdzie c – stężenie

molowe, f – współczynnik aktywności; a



c w roztworach

rozcieńczonych, gdy f



1),

R – stała gazowa, T – temperatura, z – liczba elektronów
wymieniana w procesie elektrodowym, F – stała Faradaya.

2

5

Dla elektrody I rodzaju M/M

z+

:

M

z+

+ z e  M

aM

a

M +

z

ln

F

z

T

R

+

o

z

M/M

E

=

E

z

M/M









Wstawiając R = 8,313 J

.

mol

–1 .

K

–1

, T = 298 K, F = 96 487 C

.

mol

–1

i

zamieniając logarytm naturalny na dziesiętny (ln = 2,303 log), wzór
przyjmuje postać:

a

M +

z

log

z

0591

,

0

+

o

z

M/M

E

=

E

z

M/M





6

Elektroda wodorowa: Pt/H

2

, 2H

+

2H

+

(c)

+ 2e

(s)



H

2 (g)

2

H

p

2
H

o

H

2

/

2

H

H

2

/

2

H

a

a

log

2

0591

,

0

+

E

=

E







- aktywność molowa jonów

wodorowych,

o

H

2

/

2

H

E





H

a

- potencjał standardowy elektrody

wodorowej,

- aktywność ciśnieniowa gazowego wodoru.

2

H

p

a

–

–

–

–

–

–

–

–

–

–

–

–

–

–

–

–

–

–

–

–
–

–

–

–

–

Pt

–

–

–

–

–

–

–
–

–

–

–

–

jony H

+

H

2

H

2

7

potencjał elektrody wodorowej jest równy potencjałowi
standardowemu przyjętemu umownie za równy zeru:

1

a

H





0

E

o

H

2

/

2

H







Gdy:

Pa

325

101

p

2

H





Gdy:

1

a

H





potencjał elektrody wodorowej jest funkcją aktywności jonów H

+

,

a w roztworach rozcieńczonych (gdy a



c) – funkcją stężenia molowego

jonów H

+

:

 









H

log

0591

,

0

a

log

,0591

0

=

E

H

H

2

/

2

H

Stosując definicję pH = – log [H

+

], ostatni wzór można zapisać w postaci:

pH

0,0591

=

E

H

2

/

H

2





Pa

325

101

p

2

H



2

H

p

2
H

o

H

2

/

2

H

H

2

/

2

H

a

a

log

2

0591

,

0

+

E

=

E







8

Siła elektromotoryczna ogniwa:



różnica

potencjałów

dwóch

półogniw

(elektrod)

połączonych nieskończenie dużym oporem



różnica potencjałów półogniw w warunkach
standardowych w chwili, gdy stężenia jonów w
roztworach są jednostkowe

Standardowa siła elektromotoryczna:

3

9

•

wartość siły elektromotorycznej ogniwa > 0

•

w półogniwie o niższej wartości potencjału standardowego
zachodzi zawsze proces utleniania

•

w półogniwie o wyższej wartości potencjału standardowego –
proces redukcji

(elektroda o niższym potencjale) (o wyższym potencjale)

zachodzi proces utleniania

zachodzi proces redukcji

0

E

E

E

l

p

SEM







schematyczny zapis ogniwa:

(–) elektroda lewa



elektroda prawa (+)

1953 r. konferencja IUPAC w Sztokholmie:

10

Skala potencjałów standardowych:



niemożliwe jest wyznaczenie wartości bezwzględnej
potencjału pojedynczej elektrody (półogniwa),



potencjały

elektrod

wyznaczono

względem

standardowej elektrody wodorowej

11

Potencjały standardowe elektrod I i II rodzaju

Elektroda

E

o

[V]

Elektroda

E

o

[V]

Li, Li

+

– 3,045

Ni, Ni

2+

– 0,23

Rb, Rb

+

– 2,98

In, In

+

– 0,203

K, K

+

– 2,925

Ag, AgI, I

–

– 0,152

Cs, Cs

+

– 2,92

Sn, Sn

2+

– 0,141

Ba, Ba

2+

– 2,92

Pb, Pb

2+

– 0,126

Sr, Sr

2+

– 2,89

Pt , H

2

, 2H

+

0,000

Ca, Ca

2+

– 2,84

Ag, AgBr, Br

–

+ 0,071

Na, Na

+

– 2,714

Hg, HgO, OH

–

+ 0,098

Mg, Mg

2+

– 2,38

Hg, Hg

2

Br

2

,Br

–

+ 0,140

Be, Be

2+

– 1,70

Ag, AgCl, Cl

–

+ 0,222

Al, Al

3+

– 1,66

Hg, Hg

2

Cl

2

,Cl

–

+ 0,268

Zn , Zn

2+

– 0,763

Cu, Cu

2+

+ 0,337

Fe, Fe

2+

– 0,44

Cu, Cu

+

+ 0,52

Cd, Cd

2+

– 0,402

Te, Te

4+

+ 0,56

Pb, PbSO

4

, SO

4

2–

– 0,351

Hg,Hg

2

SO

4

,SO

4

2–

+ 0,615

In, In

3+

– 0,336

Hg, Hg

2

2+

+ 0,798

Tl, Tl

+

– 0,335

Ag, Ag

+

+ 0,799

Co, Co

2+

– 0,27

Au, Au

3+

+1,42

12



elektrody, których potencjał standardowy jest znany



największe znaczenie praktyczne mają elektrody II
rodzaju, proste w budowie, o potencjale określonym
przez porównanie z elektrodą wodorową



budując ogniwa złożone z elektrody odniesienia
i dowolnej elektrody (tzw. wskaźnikowej, o zmiennym
potencjale), można zmierzyć siłę elektromotoryczną
ogniwa i z różnicy obliczyć potencjał dowolnej
elektrody

Elektrody odniesienia (porównawcze):

4

13

Pomiar pH metodą potencjometryczną

 polega na pomiarze siły elektromotorycznej ogniwa (E),

utworzonego

z

2

elektrod:

elektrody

odniesienia

(porównawczej) o potencjale nie zależnym od stężenia

jonów H

+

i drugiej elektrody – badanej (wskaźnikowej)

odwracalnej względem kationów wodorowych o potencjale

zależnym od stęż. jonów H

+

,

 siła elektromotoryczna takiego ogniwa jest różnicą

potencjałów obu elektrod:

H

odn

SEM

E

E

=

E



E

odn

– stała wartość potencjału elektrody odniesienia –

porównawczej (kalomelowej, chlorosrebrowej lub innej),

E

H

– potencjał elektrody badanej (wskaźnikowej) będący funkcją

aktywności (w roztworach rozcieńczonych – stężenia) kationów
H

+

, zgodnie ze wzorem:

14

a

lg

,0591

0

+

A

=

a

ln

F

T

R

+

A

=

E

H

H

H





·

gdzie: A – stała dla elektrody badanej

a

lg

,0591

0

A

E

=

E

H

odn

SEM







pH

,0591

0

A

E

=

E

odn

SEM





lub

0,0591

A

+

E

E

=

pH

odn

SEM



Dwa ostatnie równania – podstawą budowy pH – metrów
(pehametrów) – przyrządów służących do pomiaru pH

metodą potencjometryczną

15

Elektroda chlorosrebrowa: Ag/AgCl, Cl

–

- elektroda odniesienia

AgCl

(s)

+ e

(s)

 Cl

–

(c)

+ Ag

(s)

a

a

a

ln

F

RT

+

E

=

E

Cl

Ag

AgCl

o

rowa

chlorosreb

rowa

chlorosreb



a

1

ln

F

RT

+

E

=

E

Cl

o

rowa

chlorosreb

rowa

chlorosreb



– aktywność molowa jonów chlorkowych.



Cl

a

gdzie:

Gdy [Cl

–

] = 1 mol/dm

3

E

chlorosrebrowa

= E

0

chlorosrebrowa

= 0,222V

16

Elektroda szklana

–

najczęściej stosowane półogniwo wskaźnikowe do

pomiaru pH roztworu

Ag,AgCl



KCl

(aq)

lub HCl

(aq)



szkło



pH

0591

,

0

E

a

lg

0591

,

0

E

a

ln

F

RT

E

E

H

*

H

*

szklana



















– aktywność molowa jonów H

+

.

E

*

– tzw. potencjał asymetrii, który

zależy od gatunku szkła, stężenia jonów
wodorowych

wewnątrz

elektrody

szklanej i od czasu,



H

a

pak izolujący

oprawka metalowa

korek gumowy

Ag pokryte AgCl

0,1 mol/dm

3

HCl

5

17

Ogniwo: elektroda szklana – elektroda kalomelowa

(

–

) Ag, AgCl, KCl

(aq)

lub HCl

(aq)



szkło



roztwór badany (lub

buforowy)



KCl

(aq)

, Hg

2

Cl

2

, Hg (

+

)

(elektroda szklana)

(elektroda kalomelowa)

Elektrody kombinowane (złożone) – ogniwa
zawierające w jednej szklanej obudowie dwie
elektrody

18

Równania procesów elektrodowych:

utlenianie: H

2

– 2e  2H

+

redukcja: AgCl

(s)

+ e

(s)

 Ag

(c)

+ Cl

–

(c)

/x 2

H

2

+ 2AgCl

(s)

 2H

+

+ 2Ag

(c)

+ 2Cl

–

(c)

pH

,0591

0

A

E

=

E

odn

SEM





E

odn

= E

chlorosrebrowa

,

A = E

*

(potencjał asymetrii elektrody szklanej)

Stąd:

0,0591

E

+

E

E

=

pH

*

rowa

chlorosreb

SEM



Ogniwo: elektroda szklana – elektroda chlorosrebrowa

(

–

) Ag, AgCl, KCl

(aq)

lub HCl

(aq)



szkło



roztwór badany (lub buforowy)



Cl

–

, AgCl, Ag (

+

)

(elektroda szklana)

(elektroda chlorosrebrowa)

Sumaryczne równanie reakcji:

elektroda
chlorosrebrowa

elektroda szklana

19



po każdej dodanej porcji objętości V dodanego odczynnika
miareczkującego (titranta) odczytuje się wartość pH (lub
odpowiadającą jej wartość E

SEM

)



otrzymuje się krzywą zależności pH (lub E

SEM

) = f(V),

zwaną krzywą miareczkowania

Miareczkowanie potencjometryczne:

20

Miareczkowanie mocnego kwasu mocną zasadą

HCl + NaOH  NaCl + H

2

O

1. dużo HCl, mało NaCl

2. tylko NaCl – PRM

(punkt równoważności
molowej), pH = 7

3. nadmiar NaOH

metoda stycznych

0

2

4

6

8

10

12

14

0

5

10

15

20

V NaOH [cm

3

]

pH

PRM

1

2

3

½ h

6

21

c

kw

.

V

kw

= c

zas

.

V

zas

kw

zas

zas

kw

V

V

c

c





Metoda pierwszej

pochodnej

m

kw

= c

kw

.

M

kw

.

V

kolby

-5

0

5

10

15

20

25

0

6

12

18

24



pH/



v

V NaOH [cm

3

]

10,1

1

1

n

n

zas

kw



22

Miareczkowanie słabego kwasu mocną zasadą

CH

3

COOH + NaOH  CH

3

COONa + H

2

O

1. nadmiar

CH

3

COOH i

powstaje
CH

3

COONa –

bufor octanowy

2. PRM – tylko

CH

3

COONa – sól

hydrolizująca,

pH > 7

3. nadmiar NaOH

0

2

4

6

8

10

12

14

0

4

6

9

13

V

NaOH

cm

3

pH

PRM

1

2

3

23

pK

a

= – log K

a

Możliwość wyznaczenia stałej dysocjacji słabego kwasu:

gdy

2

V

V

PRM



pK

a

= pH gdyż we wzorze

   





COOH

CH

A

H

K

3

a









 





COOH

3

CH

A





K

a

= 10

–pKa

= 10

–pH

24



bezpośredni pomiar przewodnictwa roztworu (odwrotność
oporu) od stężenia oznaczanego jonu



zależność zmian przewodnictwa roztworu od objętości

roztworu miareczkującego

miareczkowanie
konduktometryczne

•

kwas – zasada

•

strącania osadów

•

redoks

•

kompleksowania

powstają jony o innym przewodnictwie niż jony pierwotnie w nim
obecne, a zmierzone przewodnictwo jest wynikiem udziału
wszystkich jonów obecnych w roztworze

Konduktometria:

w trakcie reakcji:



stosuje się prąd zmienny (w celu uniknięcia elektrolizy)

7

25

Przewodnictwo elektryczne



:

R

1





I

U

R



I prawo Ohma

R – opór ,



U – napięcie przyłożone do elektrod, V,
I – natężenie prądu, A,

 

)

simens

(

S

1









26

S

l

R







– opór właściwy przewodnika

(jednakowy na całej długości),



m,

l – długość przewodnika, m,
S – pole przekroju

materiału

(jednakowe na całej długości), m

2

.

l

S

R ·





S

R

l

1

·











– przewodnictwo właściwe, S

.

m

–1



elektrolitów (około 10

2

S

.

m

–1

) <<



metali (około 10

6

÷ 10

8

S

.

m

-1

)

ruchliwość (szybkość poruszania się) jonów << niż swobodnych

elektronów w metalu

II prawo Ohma:

27

Przewodnictwo elektryczne elektrolitów → spowodowane ruchem

jonów pod wpływem pola elektrycznego:

- zależy od prędkości poruszania się jonów w polu elektrycznym –

v

l

U

u

E

u

v





·

E – natężenie prądu elektrycznego, V ·m

–1

, U – napięcie źródła prądu, V,

l – odległość między elektrodami, m,
u – współczynnik proporcjonalności zw.

ruchliwością jonu

, m

2

· s

–1

·V

–1

.

U

l

v

E

v

u

·





(określa prędkość poruszania się jonu w m·s

–1

w polu

elektrycznym o spadku potencjału 1 V·m

–1

)

28

Ruchliwość jonu zależy od:

•

rodzaju jonu

•

rodzaju rozpuszczalnika

•

temperatury (ze wzrostem temperatury wzrasta)

•

stężenia







u

u

lim

0

c

Wartości ruchliwości granicznej wybranych jonów:

u

∞

– tzw. ruchliwość graniczna, maksymalna

wartość ruchliwości.

Jon

u

∞

· 10

–8

m

2

· s

–1

·V

–

1

Jon

u

∞

· 10

–8

m

2

· s

–1

·V

–1

H

+

36,30

OH

–

20,5

Li

+

4,01

Cl

–

7,91

Na

+

5,19

Br

–

8,12

K

+

7,61

7,39



3

NO

8

29

+

H

O

H

H

O

H

H

+

itd.

H

O

H

H

O

H

H

H

+

+ O

H

H

H

O

H

H

u

∞

H

+

>> niż innych kationów

u

∞

OH

–

>> niż innych anionów

O

H

H

+

O

H

O

H

+

O

H

H

itd.

30

Wg Kohlrauscha:

c

m







c

z

c

r

r

·













r

– przewodnictwo równoważnikowe roztworu, S

.

m

2

.

mol

–1

,

c

r

– stężenie równoważnikowe, mol

.

m

–3

,

z – wartość bezwzględna sumarycznego ładunku jonów tego
samego znaku powstających z jednej cząsteczki elektrolitu
(np. dla H

2

SO

4

z = 2 , gdyż H

2

SO

4



2H

+

+ SO

4

2-

).

(1840-1910)



m

– przewodnictwo molowe

roztworu, S

.

m

2

.

mol

–1

,



– przewodnictwo właściwe

roztworu, S

.

m

–1

,

c – stężenie molowe, mol/m

3

Dla elektrolitów, których cząsteczki dysocjują z
wytworzeniem więcej niż jednego jonu danego znaku lub
z wytworzeniem jonów o bezwzględnej wartości ładunku
większej niż 1:

W przypadku np. HCl z =1 i



m

=



r

.

31

Przewodnictwo równoważnikowe zależy od:



rodzaju
rozpuszczalnika



temperatury (ze
wzrostem temperatury
wzrasta, bo maleje

lepkość ośrodka)



rodzaju jonów

wchodzących w skład
elektrolitu (ich

rozmiarów i ładunku)

Zależność przewodnictwa

równoważnikowego od pierwiastka

kwadratowego ze stężenia dla:
1. HCl, 2. CH

3

COOH



stężenia elektrolitu

32

Przewodnictwo jonowe l:

F

u

l

·



u – ruchliwość jonu, m

2

· s

–1

· V

–1

,

F – stała Faradaya, 96 487 C · mol

–1

.

W roztworze nieskończenie rozcieńczonym:

F

·

u

l







l

∞

– graniczne przewodnictwo jonowe.

Odpowiednio dla kationów i anionów:

F

·

u

l

K

K







F

·

u

l

A

A







l

∞

kationów = (4÷7)

.

10

–3

S

.

m

2 .

mol

–1

–

wyjątek:

H

+

(

l

∞

3 ÷ 3,5

.

10

–2

S

.

m

2 .

mol

–1

)

l

∞

anionów = (5 ÷ 7)

.

10

–3

S

.

m

2 .

mol

–1

–

wyjątek:

OH

–

(l

∞

1,74 ÷ 2

.

10

–2

S

.

m

2 .

mol

–1

)

9

33

Za przewodnictwo odpowiadają oba rodzaje jonów:

•

graniczne

przewodnictwo

równoważnikowe

roztworu

elektrolitu jest sumą granicznych przewodnictw jonowych
kationu i anionu występujących w roztworze (prawo
Kohlrauscha) :













A

K

r

l

l



i dalej: prawo niezależnej wędrówki jonów:

)

u

u

(

F

A

K

r















w roztworach o określonym stężeniu:

)

u

u

(

F

A

K

r















– stopień dysocjacji elektrolitu, określony wzorem:











r

r

wzór Arrheniusa

34

Zastosowanie prawa niezależnego ruchu jonów Kohlrauscha:

•

obliczenie granicznego przewodnictwa równoważnikowego słabych

elektrolitów dla których zależność nie ma charakteru prostoliniowego

i niemożliwe jest wyznaczenie wartości, przez ekstrapolację do c = 0,
np. dla kwasu octowego

•

wykorzystuje się algebraiczną sumę przewodnictw

równoważnikowych mocnych elektrolitów, np.:

NaCl

r

HCl

r

COONa

3

CH

r

COOH

3

CH

r















W roztworze nieskończenie rozcieńczonym:





























































Cl

Na

Cl

H

Na

COO

3

CH

NaCl

r

HCl

r

COONa

3

CH

r

COOH

3

CH

r

l

l

l

l

l

l

Po uproszczeniu:

















H

COO

3

CH

COOH

3

CH

r

l

l

Po wstawieniu wartości:

COONa

3

CH

r





= 0,00910 S · m

2

· mol

–1

,

HCl

r





= 0,04263 S · m

2

· mol

–1

,

NaCl

r





= 0,01265 S · m

2

· mol

–1

,

otrzymujemy:

.

mol

·

m

·

S

0,03908

1

-

2

COOH

3

CH

r







35

Wykorzystanie pomiarów przewodnictwa:

 do wyznaczenia stopnia dysocjacji













r

r



do wyznaczenia stałej dysocjacji słabych elektrolitów

(prawo rozcieńczeń Ostwalda):











1

c

K

2

Wyznaczanie stopnia dysocjacji i stałej dysocjacji powinno być
prowadzone w stałej temperaturze (roztwory podczas pomiarów
powinny znajdować się w termostacie) (zwykle 298 K).

36



w miareczkowaniu konduktometrycznym do oznaczenia

ilości substancji w roztworze

Miareczkowanie konduktometryczne roztworu mocnego kwasu

za pomocą roztworu mocnej zasady:

H

+

+ Cl

–

+ Na

+

+ OH

–



Na

+

+ Cl

–

+ H

2

O

Krzywe miareczkowania konduktometrycznego dwóch roztworów HCl o

objętości 20 cm

3

za pomocą roztworu NaOH o stężeniu 0,1050 mol

.

dm

-3

. v

1

= 7,96 cm

3

; v

2

= 10,01 cm

3

; obliczone stężenia kwasu w roztworach

wynoszą: 1. 0,0418 mol · dm

-3

, 2. 0,0526 mol · dm

-3

.

10

37



w miarę dodawania NaOH



maleje, gdyż

odznaczające się dużą ruchliwością kationy wodorowe

wiązane są przez jony OH

–

w cząsteczki wody i

zastępowane znacznie mniej ruchliwymi jonami Na

+



w punkcie równoważności molowej (PRM)



osiąga

wartość minimalną



po zobojętnieniu całego kwasu dalsze porcje NaOH

zwiększają



, co jest spowodowane wzrostem stężenia

ruchliwych jonów OH

–

.

38

Miareczkowanie konduktometryczne roztworu słabego kwasu za

pomocą roztworu mocnej zasady:

CH

3

COOH + Na

+

+ OH

–



CH

3

COO

–

+ Na

+

+ H

2

O

Krzywe miareczkowania konduktometrycznego dwóch roztworów kwasu
octowego o objętości 10 cm

3

za pomocą roztworu NaOH o stężeniu 0,1050

mol · dm

-3

. v

1

= 6,24 cm

3

, v

2

= 6,71 cm

3

; obliczone stężenia kwasu w

roztworach wynoszą: 1. 0,0655 mol · dm

-3

, 2. 0,0705 mol · dm

-3

.

39



na początku miareczkowania przewodnictwo maleje,

ponieważ zmniejsza się w roztworze (i tak niewielka)

ilość jonów wodorowych pochodzących z dysocjacji

słabego kwasu



dalej zachodzi reakcja niezdysocjowanych cząsteczek
CH

3

COOH z jonami OH

–

; niezdysocjowany CH

3

COOH

jest zastępowany, w miarę dodawania zasady, dobrze

dysocjującym CH

3

COONa i przewodnictwo stopniowo

wzrasta



po całkowitym zobojętnieniu CH

3

COOH dalsze porcje

NaOH zwiększają liczbę jonów OH

–

(odznaczających się

dużą ruchliwością) i przewodnictwo wzrasta szybciej i w

większym stopniu niż na poprzednim odcinku



punktowi równoważności molowej odpowiada nie
minimum krzywej, lecz jej załamanie lub przegięcie.

40



można miareczkować roztwory barwne i mętne,



można miareczkować roztwory bardzo słabych kwasów
lub zasad



można miareczkować roztwory bardzo rozcieńczone, dla

których zawodzą metody miareczkowania z użyciem

wskaźników

kwasowo

–

zasadowych

i

potencjometryczne

Znaczenie

praktyczne

metody

miareczkowania

konduktometrycznego: