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: