Experimentelle Bestimmung der Avogadro-Zahl

Avogadros Zahl ist keine mathematisch abgeleitete Einheit. Die Anzahl der Teilchen in einem Mol eines Materials wird experimentell bestimmt. Diese Methode verwendet Elektrochemie, um die Bestimmung durchzuführen. Möglicherweise möchten Sie die Funktionsweise elektrochemischer Zellen überprüfen, bevor Sie mit diesem Experiment beginnen.

Zweck

Ziel ist es, eine experimentelle Messung der Avogadro-Zahl durchzuführen.

Einführung

Ein Mol kann definiert werden als die Grammformelmasse eines Stoffes oder die Atommasse eines Elements in Gramm. In diesem Experiment werden der Elektronenfluss (Stromstärke oder Stromstärke) und die Zeit gemessen, um die Anzahl der Elektronen zu erhalten, die die elektrochemische Zelle passieren. Die Anzahl der Atome in einer abgewogenen Probe hängt vom Elektronenfluss ab, um die Avogadro-Zahl zu berechnen.

In dieser Elektrolysezelle sind beide Elektroden aus Kupfer und der Elektrolyt ist 0,5 M H₂SO₄. Während der Elektrolyse verliert die mit dem Pluspol der Stromversorgung verbundene Kupferelektrode (Anode) an Masse, wenn die Kupferatome in Kupferionen umgewandelt werden. Der Masseverlust kann als Lochfraß auf der Oberfläche der Metallelektrode sichtbar sein. Auch gehen die Kupferionen in die Wasserlösung über 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 -> H₂(G)
Dieses Experiment basiert auf dem Massenverlust der Kupferanode, es ist jedoch auch möglich, das entwickelte Wasserstoffgas zu sammeln und daraus die Avogadro-Zahl zu berechnen.

Materialien

• Eine Gleichstromquelle (Batterie oder Netzteil)
• Isolierte Drähte und möglicherweise Krokodilklemmen zum Anschließen der Zellen
• 2 Elektroden (z. B. Streifen aus Kupfer, Nickel, Zink oder Eisen)
• 250 ml Becherglas mit 0,5 M H₂SO₄ (Schwefelsäure)
• Wasser
• Alkohol (z. B. Methanol oder Isopropylalkohol)
• Ein kleines Becherglas mit 6 M HNO₃ (Salpetersäure)
• Amperemeter oder Multimeter
• Stoppuhr
• Eine Analysenwaage, die bis auf 0,0001 Gramm genau messen kann

Verfahren

Besorgen Sie sich zwei Kupferelektroden. Reinigen Sie die als Anode zu verwendende Elektrode, indem Sie sie in 6 M HNO eintauchen₃ in einem Abzug für 2-3 Sekunden. Entfernen Sie die Elektrode sofort, da sie sonst von der Säure zerstört wird. Berühren Sie die Elektrode nicht mit den 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.

Die Vorrichtung sieht oberflächlich aus wie dieses Diagramm einer Elektrolysezelle außer dass Sie zwei Becher verwenden, die durch ein Amperemeter verbunden sind, anstatt die Elektroden zusammen in einer Lösung zu haben. Nehmen Sie ein Becherglas mit 0,5 M H₂SO₄ (ätzend!) und platzieren Sie eine Elektrode in jedem Becher. Stellen Sie vor dem Herstellen von Verbindungen sicher, dass die Stromversorgung ausgeschaltet und der Netzstecker gezogen 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 stecken Sie den Stift in die Lösung, wenn Sie sich Gedanken über die Änderung der Masse durch eine Krokodilklemme machen, die das Kupfer zerkratzt). Die Kathode ist mit dem Pluspol des Amperemeter verbunden. Schließlich wird die Kathode der Elektrolysezelle mit dem Minuspol der Batterie oder Stromversorgung verbunden. Denken Sie daran, dass sich die Masse der Anode allmählich ändert sobald Sie den Strom 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 für die Berechnung verwendete Stromstärke sollte ein Durchschnitt aller Messwerte sein. Lassen Sie den Strom mindestens 1020 Sekunden (17.00 Minuten) lang fließen. Messen Sie die Zeit auf die nächste Sekunde oder den Bruchteil einer Sekunde. Nach 1020 Sekunden (oder länger) schalten Sie die Stromversorgung aus. Notieren Sie den letzten Stromstärkewert und die Uhrzeit.

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

Wenn Sie können, wiederholen Sie den Versuch mit denselben Elektroden.

Beispielberechnung

Folgende Messungen wurden durchgeführt:

Anodenmasse verloren: 0,3554 Gramm (g)
Strom (Durchschnitt): 0,601 Ampere (Ampere)
Elektrolysezeitpunkt: 1802 Sekunden

Merken:
Ein Ampere = 1 Coulomb / Sekunde oder ein Ampere = 1 Coulomb
Die Ladung eines Elektrons beträgt 1,602 · 10 & supmin; ¹ & sup9; Coulomb

1. Finden Sie die Gesamtladung, die durch die Schaltung 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 Kupferatome, die an der Anode verloren gehen.
   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 × 1021 Elektronen) (1 Cu2 + / 2 Elektronen)
   Anzahl der Cu2 + -Ionen = 3,380 × 1021 Cu2 + -Ionen
4. Berechnen Sie die Anzahl der Kupferionen pro Gramm Kupfer aus der Anzahl der Kupferionen und der Masse der erzeugten Kupferionen.
   Die Masse der erzeugten Kupferionen ist gleich dem Massenverlust der Anode. (Die Masse der Elektronen ist so klein, dass sie vernachlässigbar ist, sodass die Masse der Kupfer (II) -Ionen der Masse der Kupferatome entspricht.)
   Massenverlust der Elektrode = Masse der Cu² & spplus; -Ionen = 0,3554 g
   3,380 × 10 21 Cu 2+ -Ionen / 0,3544 g = 9,510 × 10 21 Cu 2+ -Ionen / g = 9,510 × 10 21 Cu-Atome / g
5. Berechnen Sie die Anzahl der Kupferatome in einem Mol Kupfer, 63,546 Gramm.Cu-Atome / Mol Cu = (9,510 × 10 21 Kupferatome / g Kupfer) (63,546 g / Mol Kupfer) Cu-Atome / Mol Cu = 6,040 × 10 23 Kupferatome / Mol Kupfer
   Dies ist der vom Schüler gemessene Wert der Avogadro-Zahl!
6. Berechnen Sie den prozentualen Fehler.Absoluter Fehler: | 6.02 x 1023 - 6.04 x 1023 | = 2 x 1021
   Prozentualer Fehler: (2 × 10 21 / 6,02 × 10 23) (100) = 0,3%