Determinación experimental del número de Avogadro

El número de Avogadro no es una unidad matemáticamente derivada. El número de partículas en un mol de un material se determina experimentalmente. Este método utiliza electroquímica para hacer la determinación. Es posible que desee revisar el funcionamiento de las células electroquímicas antes de intentar este experimento..

Propósito

El objetivo es hacer una medición experimental del número de Avogadro..

Introducción

Un lunar se puede definir como la masa de fórmula de gramo de una sustancia o la masa atómica de un elemento en gramos. En este experimento, se mide el flujo de electrones (amperaje o corriente) y el tiempo para obtener el número de electrones que pasan a través de la celda electroquímica. El número de átomos en una muestra pesada se relaciona con el flujo de electrones para calcular el número de Avogadro.

En esta celda electrolítica, ambos electrodos son de cobre y el electrolito es de 0.5 M H₂ENTONCES_{4 4}. Durante la electrólisis, el electrodo de cobre (ánodo) conectado al pin positivo de la fuente de alimentación pierde masa a medida que los átomos de cobre se convierten en iones de cobre. La pérdida de masa puede ser visible como picadura de la superficie del electrodo metálico. Además, los iones de cobre pasan a la solución de agua y tiñen de azul. En el otro electrodo (cátodo), el gas hidrógeno se libera en la superficie a través de la reducción de iones de hidrógeno en la solución acuosa de ácido sulfúrico. La reacción es:
2 H⁺(aq) + 2 electrones -> H₂(sol)
Este experimento se basa en la pérdida de masa del ánodo de cobre, pero también es posible recolectar el gas de hidrógeno que se ha desarrollado y usarlo para calcular el número de Avogadro..

Materiales

• Una fuente de corriente continua (batería o fuente de alimentación)
• Cables aislados y posiblemente pinzas de cocodrilo para conectar las células.
• 2 electrodos (por ejemplo, tiras de cobre, níquel, zinc o hierro)
• Vaso de precipitados de 250 ml de 0.5 M H₂ENTONCES_{4 4} (ácido sulfúrico)
• Agua
• Alcohol (p. Ej., Metanol o alcohol isopropílico)
• Un vaso pequeño de 6 M HNO₃ (Ácido nítrico)
• Amperímetro o multímetro
• Cronógrafo
• Una balanza analítica capaz de medir al 0.0001 gramo más cercano

Procedimiento

Obtenga dos electrodos de cobre. Limpie el electrodo que se utilizará como el ánodo sumergiéndolo en HNO 6 M₃ en una campana extractora durante 2-3 segundos. Retire el electrodo de inmediato o el ácido lo destruirá. No toque el electrodo con los dedos. Enjuague el electrodo con agua limpia del grifo. Luego, sumerja el electrodo en un vaso de precipitados con alcohol. Coloque el electrodo sobre una toalla de papel. Cuando el electrodo esté seco, péselo en una balanza analítica al 0.0001 gramo más cercano..

El aparato se parece superficialmente a este diagrama de una celda electrolítica. excepto que está utilizando dos vasos de precipitados conectados por un amperímetro en lugar de tener los electrodos juntos en una solución. Tomar vaso con 0.5 M H₂ENTONCES_{4 4} (¡corrosivo!) y coloque un electrodo en cada vaso de precipitados. Antes de realizar cualquier conexión, asegúrese de que la fuente de alimentación esté apagada y desenchufada (o conecte la batería al final). La fuente de alimentación está conectada al amperímetro en serie con los electrodos. El polo positivo de la fuente de alimentación está conectado al ánodo. El pin negativo del amperímetro está conectado al ánodo (o coloque el pin en la solución si le preocupa el cambio de masa de una pinza de cocodrilo que raspa el cobre). El cátodo está conectado al pin positivo del amperímetro. Finalmente, el cátodo de la celda electrolítica está conectado al poste negativo de la batería o fuente de alimentación. Recuerde, la masa del ánodo comenzará a cambiar. tan pronto como enciendas la alimentación, así que ten listo tu cronómetro!

Necesita mediciones precisas de tiempo y corriente. El amperaje debe registrarse a intervalos de un minuto (60 segundos). Tenga en cuenta que el amperaje puede variar en el transcurso del experimento debido a cambios en la solución electrolítica, la temperatura y la posición de los electrodos. El amperaje utilizado en el cálculo debe ser un promedio de todas las lecturas. Permita que la corriente fluya por un mínimo de 1020 segundos (17.00 minutos). Mida el tiempo al segundo o fracción de segundo más cercano. Después de 1020 segundos (o más) apague la fuente de alimentación y registre el último valor de amperaje y el tiempo.

Ahora recupera el ánodo de la celda, séquelo como antes sumergiéndolo en alcohol y dejándolo secar en una toalla de papel, y péselo. Si limpia el ánodo, eliminará el cobre de la superficie e invalidará su trabajo.!

Si puede, repita el experimento con los mismos electrodos..

Cálculo de muestra

Se realizaron las siguientes medidas:

Masa anódica perdida: 0.3554 gramos (g)
Corriente (promedio): 0.601 amperios (amp)
Tiempo de electrólisis: 1802 segundos (s)

Recuerda:
Un amperio = 1 culombio / segundo o un amperio s = 1 culombio
La carga de un electrón es 1.602 x 10-19 coulomb

1. Encuentra la carga total que pasó por el circuito.
   (0.601 amp) (1 coul / 1 amp-s) (1802 s) = 1083 coul
2. Calcular el número de electrones en la electrólisis..
   (1083 coul) (1 electrón / 1.6022 x 1019coul) = 6.759 x 1021 electrones
3. Determine el número de átomos de cobre perdidos del ánodo..
   El proceso de electrólisis consume dos electrones por ion de cobre formado. Por lo tanto, el número de iones de cobre (II) formados es la mitad del número de electrones.
   Número de iones Cu2 + = ½ número de electrones medidos
   Número de iones Cu2 + = (6.752 x 1021 electrones) (1 Cu2 + / 2 electrones)
   Número de iones Cu2 + = 3.380 x 1021 iones Cu2 +
4. Calcule la cantidad de iones de cobre por gramo de cobre a partir de la cantidad de iones de cobre anterior y la masa de iones de cobre producidos.
   La masa de los iones de cobre producidos es igual a la pérdida de masa del ánodo. (La masa de los electrones es tan pequeña que puede ser insignificante, por lo que la masa de los iones de cobre (II) es la misma que la masa de los átomos de cobre).
   pérdida de masa del electrodo = masa de iones Cu2 + = 0.3554 g
   3.380 x 1021 iones Cu2 + / 0.3544g = 9.510 x 1021 iones Cu2 + / g = 9.510 x 1021 átomos de Cu / g
5. Calcular la cantidad de átomos de cobre en un mol de cobre, 63.546 gramos.Atomos de Cu / mol de Cu = (9.510 x 1021 átomos de cobre / g de cobre) (63.546 g / mol de cobre) Atomos de Cu / mol de Cu = 6.040 x 1023 átomos de cobre / mol de cobre
   Este es el valor medido por el alumno del número de Avogadro!
6. Calcular porcentaje de error.Error absoluto: | 6.02 x 1023 - 6.04 x 1023 | = 2 x 1021
   Error porcentual: (2 x 10 21 / 6.02 x 10 23) (100) = 0.3%