Sådan beregnes Avogadros nummer eksperimentelt

Avogadros nummer er ikke en matematisk afledt enhed. Antallet af partikler i en mol af et materiale bestemmes eksperimentelt. Denne metode bruger elektrokemi til at bestemme. Du ønsker muligvis at gennemgå arbejdet med elektrokemiske celler før du forsøger dette eksperiment.

Målet er at foretage en eksperimentel måling af Avogadros antal.

En mol kan defineres som gramformelmassen for et stof eller atomens masse i et gram. I dette eksperiment måles elektronstrøm (strømstyrke eller strøm) og tid for at opnå antallet af elektroner, der passerer gennem den elektrokemiske celle. Antallet af atomer i en vejet prøve er relateret til elektronstrømmen til beregning af Avogadros antal.

I denne elektrolytiske celle er begge elektroder kobber, og elektrolytten er 0,5 M H₂SÅ₄. Under elektrolyse kobberelektroden (anode) forbundet til den positive pin i strømforsyningen mister masse, når kobberatomer omdannes til kobberioner. Massetabet kan være synligt, når der trækkes over metalelektrodens overflade. Kobberioner passerer også vandopløsningen og farves blå. Ved den anden elektrode (

• En lige strømkilde (batteri eller strømforsyning)
• Isolerede ledninger og muligvis alligatorklips til at forbinde cellerne
• 2 elektroder (f.eks. Strimler af kobber, nikkel, zink eller jern)
• 250 ml bægerglas på 0,5 M H₂SÅ₄ (svovlsyre)
• Vand
• Alkohol (f.eks. Methanol eller isopropylalkohol)
• Et lille bægerglas på 6 M HNO₃ (salpetersyre)
• Ammeter eller multimeter
• stopur
• En analytisk balance, der er i stand til at måle til nærmeste 0,0001 gram

Få to kobberelektroder. Rens elektroden, der skal bruges som anode, ved at nedsænke den i 6 M HNO₃ i en røggas i 2-3 sekunder. Fjern elektroden omgående, ellers ødelægger syren den. Rør ikke ved elektroden med fingrene. Skyl elektroden med rent vand fra hanen. Dyk derefter elektroden i et bæger af alkohol. Læg elektroden på et papirhåndklæde. Når elektroden er tør, vejes den på en analytisk balance til det nærmeste 0,0001 gram.

Apparatet ser overfladisk ud som dette diagram af en elektrolytisk celle undtagen at du bruger to bægerglas, der er forbundet med et ammeter, snarere end at have elektroderne sammen i en løsning. Tag bægerglas med 0,5 M H₂SÅ₄ (ætsende!) og anbring en elektrode i hvert bægerglas. Inden der oprettes forbindelser, skal du sikre dig, at strømforsyningen er slukket og frakoblet (eller tilslut batteriet sidst). Strømforsyningen er tilsluttet ammeteret i serie med elektroderne. Strømforsyningens positive pol er forbundet til anoden. Amperens negative ben er tilsluttet anoden (eller anbring stiften i løsningen, hvis du er bekymret over ændringen i masse fra en alligatorklemme, der ridser kobberet). Katoden er tilsluttet amperens positive stift. Endelig er katoden i den elektrolytiske celle forbundet til den negative stolpe af batteriet eller strømforsyningen. Husk, at anodens masse begynder at ændre sig så snart du tænder for strømmen, så har din stopur klar!

Du har brug for nøjagtige strøm- og tidsmålinger. Strømstyrken skal registreres med et minuts intervaller (60 sekunder). Vær opmærksom på, at strømstyrken kan variere i løbet af eksperimentet på grund af ændringer i elektrolytopløsningen, temperaturen og placeringen af ​​elektroderne. Strømstyrken anvendt i beregningen skal være et gennemsnit af alle målinger. Lad strømmen strømme i mindst 1020 sekunder (17.00 minutter). Mål tiden til det nærmeste sekund eller brøkdel af et sekund. Efter 1020 sekunder (eller længere) skal strømforsyningsposten slukkes for den sidste strømstyrkeværdi og tid.

Nu henter du anoden fra cellen, tørrer den som før ved at nedsænke den i alkohol og lader den tørre på et papirhåndklæde og vejer den. Hvis du tørrer anoden, fjerner du kobber fra overfladen og ugyldigt dit arbejde!

Hvis du kan, gentag eksperimentet ved hjælp af de samme elektroder.

Følgende målinger blev foretaget:

Tabt af anodemasse: 0,3554 gram (g)
Nuværende (gennemsnit): 0,601 ampere (amp)
Elektrolysetid: 1802 sekunder (r)

Husk:
Én ampere = 1 coulomb / sekund eller en ampere = 1 coulomb
Ladningen af ​​et elektron er 1,602 x 10-19 coulomb

1. Find den samlede ladning, der føres gennem kredsløbet.
   (0,601 amp) (1 coul / 1 amp-s) (1802 s) = 1083 coul
2. Beregn antallet af elektroner i elektrolysen.
   (1083 coul) (1 elektron / 1.6022 x 1019coul) = 6.759 x 1021 elektroner
3. Bestemm antallet af kobberatomer, der er mistet fra anoden.
   Elektrolyseprocessen bruger to elektroner pr. Dannet kobberion. Antallet af dannede kobber (II) ioner er således halvdelen af ​​antallet af elektroner.
   Antal Cu2 + -ioner = ½ antal målte elektroner
   Antal Cu2 + -ioner = (6.752 x 1021 elektroner) (1 Cu2 + / 2 elektroner)
   Antal Cu2 + -ioner = 3.380 x 1021 Cu2 + -ioner
4. Beregn antallet af kobberioner pr. Gram kobber ud fra antallet af kobberioner ovenfor og massen af ​​producerede kobberioner.
   Massen af ​​de producerede kobberioner er lig med massetabet for anoden. (Elektronenes masse er så lille, at den er ubetydelig, så massen af ​​kobberionerne er den samme som massen af ​​kobberatomer.)
   massetab af elektrode = masse Cu2 + -ioner = 0,3554 g
   3,380 x 1021 Cu2 + ioner / 0,3544 g = 9,510 x 1021 Cu2 + ioner / g = 9,510 x 1021 Cu-atomer / g
5. Beregn antallet af kobberatomer i en mol kobber, 63,546 gram.Cu-atomer / mol Cu = (9.510 x 1021 kobberatomer / g kobber) (63.546 g / mol kobber) Cu-atomer / mol Cu = 6.040 x 1023 kobberatomer / mol kobber
   Dette er den studerendes målte værdi på Avogadros antal!
6. Beregn procentfejl.Absolutt fejl: | 6,02 x 1023 - 6,04 x 1023 | = 2 x 1021
   Procentfejl: (2 x 10 21 / 6.02 x 10 23) (100) = 0,3%