Determinarea experimentală a numărului lui Avogadro

Numărul lui Avogadro nu este o unitate derivată din punct de vedere matematic. Numărul de particule dintr-o aluniță a unui material este determinat experimental. Această metodă folosește electrochimia pentru a determina determinarea. Poate doriți să revizuiți funcționarea celulelor electrochimice înainte de a încerca acest experiment.

Scop

Obiectivul este de a face o măsurare experimentală a numărului Avogadro.

Introducere

O aluniță poate fi definită ca masa de formulă gram a unei substanțe sau masa atomică a unui element în grame. În acest experiment, fluxul de electroni (amperaj sau curent) și timpul sunt măsurate pentru a obține numărul de electroni care trec prin celula electrochimică. Numărul de atomi dintr-o probă cântărită este legat de fluxul de electroni pentru a calcula numărul lui Avogadro.

În această celulă electrolitică, ambii electrozi sunt cupru, iar electrolitul este de 0,5 M H₂ASA DE₄. În timpul electrolizei, electrodul (anodul) de cupru conectat la pinul pozitiv al sursei de alimentare pierde masă pe măsură ce atomii de cupru sunt convertiți în ioni de cupru. Pierderea de masă poate fi vizibilă ca puncție a suprafeței electrodului metalic. De asemenea, ionii de cupru trec în soluția de apă și o nuanțează albastru. La celălalt electrod (catod), gazul de hidrogen este eliberat la suprafață prin reducerea ionilor de hidrogen din soluția apoasă de acid sulfuric. Reacția este:
2 H⁺(aq) + 2 electroni -> H₂(G)
Acest experiment se bazează pe pierderea în masă a anodului de cupru, dar este, de asemenea, posibil să colectați gazul de hidrogen care este evoluat și să îl utilizați pentru a calcula numărul lui Avogadro.

materiale

• O sursă de curent continuu (baterie sau alimentare)
• Cabluri izolate și eventual clipuri de aligator pentru conectarea celulelor
• 2 electrozi (de exemplu, benzi de cupru, nichel, zinc sau fier)
• Pahar de 250 ml de 0,5 M H₂ASA DE₄ (acid sulfuric)
• Apă
• Alcool (de exemplu, alcool metanol sau izopropilic)
• Un mic pahar de 6 M HNO₃ (acid azotic)
• Ampermetru sau multimetru
• Cronometru
• Un bilanț analitic capabil să măsoare până la cel mai apropiat 0.0001 gram

Procedură

Obțineți doi electrozi de cupru. Curățați electrodul care va fi folosit ca anod, imersându-l în HNO 6 M₃ într-o capotă de fum timp de 2-3 secunde. Scoateți prompt electrodul sau acidul îl va distruge. Nu atingeți electrodul cu degetele. Clătiți electrodul cu apă curată de la robinet. În continuare, scufundați electrodul într-un pahar cu alcool. Puneți electrodul pe un prosop de hârtie. Când electrodul este uscat, cântăriți-l pe un bilanț analitic până la cel mai apropiat 0.0001 grame.

Aparatul arată superficial ca această diagramă a unei celule electrolitice cu exceptia că utilizați doi pahare conectate printr-un ampermetru, mai degrabă decât să aveți electrozii împreună într-o soluție. Ia pahar cu 0,5 M H₂ASA DE₄ (coroziv!) și așezați un electrod în fiecare pahar. Înainte de a face conexiuni, asigurați-vă că sursa de alimentare este oprită și deconectată (sau conectați ultima baterie). Sursa de alimentare este conectată la ampermetru în serie cu electrozii. Polul pozitiv al sursei de alimentare este conectat la anod. Pinul negativ al amperometrului este conectat la anod (sau așezați știftul în soluție dacă sunteți preocupați de schimbarea masei dintr-o clipă de aligator care zgârie cuprul). Catodul este conectat la pinul pozitiv al amperometrului. În cele din urmă, catodul celulei electrolitice este conectat la postul negativ al bateriei sau al sursei de alimentare. Amintiți-vă, masa anodului va începe să se schimbe de îndată ce porniți puterea, deci pregătiți cronometrul!

Aveți nevoie de măsurători corecte și de timp. Amperajul trebuie înregistrat la intervale de un minut (60 sec). Rețineți că amperajul poate varia pe parcursul experimentului, din cauza schimbărilor în soluția de electrolit, temperatura și poziția electrozilor. Amperajul utilizat la calcul ar trebui să fie o medie a tuturor lecturilor. Permiteți curentului să curgă timp de cel puțin 1020 secunde (17.00 minute). Măsurați timpul până la cea mai apropiată secundă sau fracție de secundă. După 1020 de secunde (sau mai mult), opriți înregistrarea sursa de alimentare cu ultima valoare de amperaj și timpul.

Acum preiați anodul din celulă, îl uscați ca înainte, scufundându-l în alcool și lăsându-l să se usuce pe un prosop de hârtie și îl cântăriți. Dacă ștergeți anodul, veți îndepărta cuprul de pe suprafață și vă va invalida munca!

Dacă puteți, repetați experimentul folosind aceiași electrozi.

Calculul eșantionului

S-au făcut următoarele măsurători:

Masa anodică pierdută: 0,3554 grame (g)
Curent (mediu): 0,601 amperi (amperi)
Timpul electrolizei: 1802 secunde

Tine minte:
Un ampere = 1 coulomb / secundă sau un amp.s = 1 coulomb
Sarcina unui electron este de 1.602 x 10-19 coulomb

1. Găsiți taxa totală trecută prin circuit.
   (0,601 amp) (1 coul / 1 amp-s) (1802 s) = 1083 coul
2. Calculați numărul de electroni din electroliză.
   (1083 coul) (1 electron / 1.6022 x 1019coul) = 6.759 x 1021 electroni
3. Determinați numărul de atomi de cupru pierduți din anod.
   Procesul de electroliză consumă doi electroni per ion de cupru format. Astfel, numărul ionilor de cupru (II) formați este jumătate din numărul electronilor.
   Numărul de ioni Cu2 + = ½ număr de electroni măsurați
   Numărul de ioni Cu2 + = (6,752 x 1021 electroni) (1 electroni Cu2 + / 2)
   Număr de ioni Cu2 + = 3,380 x 1021 ioni Cu2 +
4. Calculați numărul de ioni de cupru per gram de cupru din numărul de ioni de cupru de mai sus și masa ionilor de cupru produși.
   Masa ionilor de cupru produși este egală cu pierderea în masă a anodului. (Masa electronilor este atât de mică încât să fie neglijabilă, deci masa ionilor de cupru (II) este aceeași cu masa atomilor de cupru.)
   pierderea în masă a electrodului = masa ionilor Cu2 + = 0,3554 g
   3,380 x 1021 Cu2 + ioni / 0,3544g = 9,510 x 1021 Cu2 + ioni / g = 9,510 x 1021 Cu atomi / g
5. Calculați numărul de atomi de cupru într-o molă de cupru, 63.546 grame.Atomi de Cu / mol de Cu = (9.510 x 1021 atomi de cupru / g cupru) (63.546 g / mol cupru) Atomi de Cu / mol de Cu = 6.040 x 1023 Atomi de cupru / mol de cupru
   Aceasta este valoarea măsurată de student a numărului lui Avogadro!
6. Calculați procentul de eroare.Eroare absolută: | 6.02 x 1023 - 6.04 x 1023 | = 2 x 1021
   Procent eroare: (2 x 10 21 / 6,02 x 10 23) (100) = 0,3%