Wissenschaft

Wie man die Avogadro-Zahl experimentell berechnet

Die Avogadro-Zahl ist keine mathematisch abgeleitete Einheit. Die Anzahl der Partikel in einem Mol eines Materials wird experimentell bestimmt. Diese Methode verwendet Elektrochemie, um die Bestimmung vorzunehmen. Möglicherweise möchten Sie die Funktionsweise elektrochemischer Zellen überprüfen , bevor Sie dieses Experiment durchführen.

 

Zweck

Ziel ist es, die Anzahl von Avogadro experimentell zu messen.

 

Einführung

Ein Mol kann als die Grammformelmasse einer Substanz oder die Atommasse eines Elements in Gramm definiert werden. In diesem Experiment werden der Elektronenfluss (Stromstärke oder Strom) und die Zeit gemessen, um die Anzahl der Elektronen zu erhalten, die durch die elektrochemische Zelle laufen. Die Anzahl der Atome in einer gewogenen Probe hängt mit dem Elektronenfluss zusammen, um die Anzahl von Avogadro zu berechnen.

In dieser Elektrolysezelle sind beide Elektroden Kupfer und der Elektrolyt ist 0,5 MH 2 SO 4 . Während der Elektrolyse verliert die an den positiven Stift der Stromversorgung angeschlossene Kupferelektrode ( Anode. an Masse, wenn die Kupferatome in Kupferionen umgewandelt werden. Der Massenverlust kann als Lochfraß auf der Oberfläche der Metallelektrode sichtbar sein. Außerdem gelangen die Kupferionen in die Wasserlösung und färben sie blau. An der anderen Elektrode ( Kathode. wird an der Oberfläche Wasserstoffgas durch Reduktion von Wasserstoffionen in der wässrigen Schwefelsäurelösung freigesetzt. Die Reaktion ist:
2 H + (aq) + 2 Elektronen -> H 2 (g)
Dieses Experiment basiert auf dem Massenverlust der Kupferanode, aber es ist auch möglich, das entwickelte Wasserstoffgas zu sammeln und zu verwenden Berechnen Sie die Avogadro-Nummer.

 

Materialien

  • Eine Gleichstromquelle (Batterie oder Netzteil)
  • Isolierte Drähte und möglicherweise Krokodilklemmen zum Verbinden der Zellen
  • 2 Elektroden (z. B. Kupfer-, Nickel-, Zink- oder Eisenstreifen)
  • 250 ml Becherglas mit 0,5 MH 2 SO 4 (Schwefelsäure)
  • Wasser
  • Alkohol (zB Methanol oder Isopropylalkohol)
  • Ein kleines Becherglas mit 6 M HNO 3 ( Salpetersäure )
  • Amperemeter oder Multimeter
  • Stoppuhr
  • Eine Analysenwaage, die auf 0,0001 Gramm genau messen kann

 

Verfahren

Besorgen Sie sich zwei Kupferelektroden. Reinigen Sie die Elektrode, die als Anode verwendet werden soll, indem Sie sie 2-3 Sekunden lang in 6 M HNO 3 in einen Abzug tauchen. Entfernen Sie die Elektrode sofort, da sie sonst durch die Säure zerstört wird. Berühren Sie die Elektrode nicht mit Ihren Fingern. Spülen Sie die Elektrode mit sauberem Leitungswasser. Tauchen Sie die Elektrode anschließend in ein Becherglas Alkohol. Legen Sie die Elektrode auf ein Papiertuch. Wenn die Elektrode trocken ist, wiegen Sie sie auf einer Analysenwaage auf 0,0001 Gramm genau.

Das Gerät sieht oberflächlich wie dieses Diagramm einer Elektrolysezelle aus, außer dass Sie zwei Becher verwenden, die durch ein Amperemeter verbunden sind, anstatt die Elektroden in einer Lösung zusammen zu haben. Nehmen Sie ein Becherglas mit 0,5 MH 2 SO 4 (ätzend!) Und legen Sie eine Elektrode in jedes Becherglas. Vergewissern Sie sich vor dem Herstellen von Verbindungen, dass die Stromversorgung ausgeschaltet und vom Stromnetz getrennt ist (oder schließen Sie den Akku zuletzt an). Die Stromversorgung ist in Reihe mit den Elektroden mit dem Amperemeter verbunden. Der Pluspol der Stromversorgung ist mit der Anode verbunden. Der negative Stift des Amperemeter ist mit der Anode verbunden (oder setzen Sie den Stift in die Lösung, wenn Sie sich Sorgen über die Massenänderung durch eine Krokodilklemme machen, die das Kupfer zerkratzt). Die Kathode ist mit dem Pluspol des Amperemeter verbunden. Schließlich ist die Kathode der Elektrolysezelle mit dem Minuspol der Batterie oder der Stromversorgung verbunden. Denken Sie daran, dass sich die Masse der Anode ändert , sobald Sie das Gerät einschalten. Halten Sie also Ihre Stoppuhr bereit!

Sie benötigen genaue Strom- und Zeitmessungen. Die Stromstärke sollte in Intervallen von einer Minute (60 Sekunden) aufgezeichnet werden. Beachten Sie, dass die Stromstärke im Verlauf des Experiments aufgrund von Änderungen der Elektrolytlösung, der Temperatur und der Position der Elektroden variieren kann. Die bei der Berechnung verwendete Stromstärke sollte ein Durchschnitt aller Messwerte sein. Lassen Sie den Strom mindestens 1020 Sekunden (17.00 Minuten) fließen. Messen Sie die Zeit auf die nächste Sekunde oder den Bruchteil einer Sekunde. Nach 1020 Sekunden (oder länger) schalten Sie das Netzteil aus. Notieren Sie den letzten Stromstärkewert und die Uhrzeit.

Jetzt holen Sie die Anode aus der Zelle, trocknen sie wie zuvor, indem Sie sie in Alkohol tauchen, auf einem Papiertuch trocknen lassen und wiegen. Wenn Sie die Anode abwischen, entfernen Sie Kupfer von der Oberfläche und machen Ihre Arbeit ungültig!

Wenn Sie können, wiederholen Sie das Experiment mit denselben Elektroden.

 

Beispielberechnung

Folgende Messungen wurden durchgeführt:

Verlust der Anodenmasse: 0,3554 Gramm (g)
Strom (Durchschnitt): 0,601 Ampere (Ampere)
Zeit der Elektrolyse: 1802 Sekunden (s)

Denken Sie daran:
Ein Ampere=1 Coulomb / Sekunde oder ein Ampere=1 Coulomb
Die Ladung eines Elektrons beträgt 1,602 x 10-19 Coulomb

    1. Finden Sie die Gesamtladung, die durch den Stromkreis geleitet wird.
      (0,601 Ampere) (1 Coul / 1 Ampere) (1802 s)=1083 Coul
    2. Berechnen Sie die Anzahl der Elektronen in der Elektrolyse.
      (1083 coul) (1 Elektron / 1,6022 x 1019 coul)=6,759 x 1021 Elektronen
    3. Bestimmen Sie die Anzahl der von der Anode verlorenen Kupferatome.
      Der Elektrolyseprozess verbraucht zwei Elektronen pro gebildetem Kupferion. Somit ist die Anzahl der gebildeten Kupfer (II) -Ionen halb so groß wie die Anzahl der Elektronen.
      Anzahl der Cu2 + -Ionen=½ Anzahl der gemessenen Elektronen
      Anzahl der Cu2 + -Ionen=(6,752 x 1021 Elektronen) (1 Cu2 + / 2 Elektronen)
      Anzahl der Cu2 + -Ionen=3,380 x 1021 Cu2 + -Ionen
    4. Berechnen Sie die Anzahl der Kupferionen pro Gramm Kupfer aus der Anzahl der oben genannten Kupferionen und der Masse der erzeugten Kupferionen.
      Die Masse der erzeugten Kupferionen entspricht dem Massenverlust der Anode. (Die Masse der Elektronen ist so klein, dass sie vernachlässigbar ist, so dass die Masse der Kupfer (II) -Ionen der Masse der Kupferatome entspricht.)
      Massenverlust der Elektrode=Masse der Cu2 + -Ionen=0,3554 g
      3,380 x 1021 Cu2 + -Ionen / 0,3544 g=9,510 × 1021 Cu2 + -Ionen / g=9,510 × 1021 Cu-Atome / g

 

  1. Berechnen Sie die Anzahl der Kupferatome in einem Mol Kupfer, 63,546 Gramm. Cu-Atome / Mol Cu=(9,510 x 1021 Kupferatome / g Kupfer) (63,546 g / Mol Kupfer) Cu-Atome / Mol Cu=6,040 x 1023 Kupferatome / Mol Kupfer
    Dies ist der vom Schüler gemessene Wert der Avogadro-Zahl!
  2. Berechnen Sie den prozentualen Fehler. Absoluter Fehler: | 6,02 x 1023 – 6,04 x 1023 |=2 x 1021
    Prozent Fehler: (2 x 10 21 / 6,02 x 10 23) (100)=0,3%

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