Como calcular o número de Avogadro experimentalmente

O número de Avogadro não é uma unidade matematicamente derivada. O número de partículas na toupeira de um material é determinado experimentalmente. Este método usa eletroquímica para fazer a determinação. Você pode revisar o trabalho de células eletroquímicas antes de tentar este experimento.

O objetivo é fazer uma medição experimental do número de Avogadro.

Uma toupeira pode ser definida como a massa da fórmula grama de uma substância ou a massa atômica de um elemento em gramas. Neste experimento, o fluxo de elétrons (amperagem ou corrente) e o tempo são medidos para obter o número de elétrons que passam pela célula eletroquímica. O número de átomos em uma amostra pesada está relacionado ao fluxo de elétrons para calcular o número de Avogadro.

Nesta célula eletrolítica, os dois eletrodos são de cobre e o eletrólito é de 0,5 M H₂TÃO₄. Durante a eletrólise, o eletrodo de cobre (ânodo) conectado ao pino positivo da fonte de alimentação perde massa à medida que os átomos de cobre são convertidos em íons de cobre. A perda de massa pode ser visível como picada na superfície do eletrodo de metal. Além disso, os íons de cobre passam para a solução de água e a coloram de azul. No outro eletrodo (

• Uma fonte de corrente direta (bateria ou fonte de alimentação)
• Fios isolados e possivelmente jacarés para conectar as células
• 2 eletrodos (por exemplo, tiras de cobre, níquel, zinco ou ferro)
• Copo de 250 ml de 0,5 M H₂TÃO₄ (ácido sulfúrico)
• Água
• Álcool (por exemplo, metanol ou álcool isopropílico)
• Um copo pequeno de 6 M HNO₃ (ácido nítrico)
• Amperímetro ou multímetro
• Cronômetro
• Balança analítica capaz de medir até 0,0001 grama o mais próximo

Obtenha dois eletrodos de cobre. Limpe o eletrodo a ser usado como ânodo imergindo-o em 6 M HNO₃ em um exaustor por 2-3 segundos. Remova o eletrodo imediatamente ou o ácido o destruirá. Não toque no eletrodo com os dedos. Lave o eletrodo com água da torneira limpa. Em seguida, mergulhe o eletrodo em um copo de álcool. Coloque o eletrodo em uma toalha de papel. Quando o eletrodo estiver seco, pese-o em uma balança analítica para o valor mais próximo de 0,0001 grama.

O aparelho se parece superficialmente com este diagrama de uma célula eletrolítica exceto que você está usando dois copos conectados por um amperímetro em vez de ter os eletrodos juntos em uma solução. Pegue no copo com 0,5 M H₂TÃO₄ (corrosivo!) e coloque um eletrodo em cada copo. Antes de fazer qualquer conexão, verifique se a fonte de alimentação está desligada e desconectada (ou conecte a bateria por último). A fonte de alimentação é conectada ao amperímetro em série com os eletrodos. O pólo positivo da fonte de alimentação está conectado ao ânodo. O pino negativo do amperímetro está conectado ao ânodo (ou coloque o pino na solução se você estiver preocupado com a mudança de massa de um jacaré arranhando o cobre). O cátodo está conectado ao pino positivo do amperímetro. Finalmente, o cátodo da célula eletrolítica é conectado ao posto negativo da bateria ou da fonte de alimentação. Lembre-se, a massa do ânodo começará a mudar assim que você ligar, prepare seu cronômetro!

Você precisa de medições precisas de corrente e tempo. A amperagem deve ser registrada em intervalos de um minuto (60 segundos). Esteja ciente de que a amperagem pode variar ao longo do experimento devido a alterações na solução de eletrólitos, temperatura e posição dos eletrodos. A amperagem usada no cálculo deve ser uma média de todas as leituras. Deixe a corrente fluir por um período mínimo de 1020 segundos (17,00 minutos). Meça o tempo até o segundo mais próximo ou fração de segundo. Após 1020 segundos (ou mais), desligue a fonte de alimentação e registre o último valor de amperagem e o tempo.

Agora você recupera o ânodo da célula, seca-o como antes, imergindo-o em álcool e deixando secar em uma toalha de papel e pesando-o. Se você limpar o ânodo, removerá o cobre da superfície e invalidará seu trabalho!

Se puder, repita o experimento usando os mesmos eletrodos.

As seguintes medidas foram feitas:

Massa anódica perdida: 0,3554 gramas (g)
Corrente (média): 0,601 amperes (amp)
Tempo de eletrólise: 1802 segundos (s)

Lembrar:
Um ampère = 1 coulomb / segundo ou um amp.s = 1 coulomb
A carga de um elétron é 1,602 x 10-19 coulomb

1. Encontre a carga total passada pelo circuito.
   (0,601 amp) (1 coul / 1 amp-s) (1802 s) = 1083 coul
2. Calcule o número de elétrons na eletrólise.
   (1083 coul) (1 elétron / 1,6022 x 1019coul) = 6,759 x 1021 elétrons
3. Determine o número de átomos de cobre perdidos no ânodo.
   O processo de eletrólise consome dois elétrons por íon cobre formado. Assim, o número de íons de cobre (II) formados é metade do número de elétrons.
   Número de íons Cu2 + = ½ número de elétrons medidos
   Número de íons Cu2 + = (6,752 x 1021 elétrons) (1 Cu2 + / 2 elétrons)
   Número de íons Cu2 + = 3,380 x 1021 íons Cu2 +
4. Calcule o número de íons de cobre por grama de cobre a partir do número de íons de cobre acima e a massa de íons de cobre produzidos.
   A massa dos íons de cobre produzidos é igual à perda de massa do ânodo. (A massa dos elétrons é tão pequena que é desprezível, então a massa dos íons de cobre (II) é a mesma que a massa dos átomos de cobre.)
   perda de massa do eletrodo = massa de íons Cu2 + = 0,3554 g
   3.380 x 1021 íons Cu2 + / 0.3544g = 9.510 x 1021 Cu2 + íons / g = 9.510 x 1021 átomos de Cu / g
5. Calcule o número de átomos de cobre em uma toupeira de cobre, 63,546 gramas.Átomos de Cu / mole de Cu = (9.510 x 1021 átomos de cobre / g de cobre) (63.546 g / mole de cobre) Átomos de Cu / mole de Cu = 6.040 x 1023 átomos de cobre / mole de cobre
   Este é o valor medido pelo aluno do número de Avogadro!
6. Calcular porcentagem de erro.Erro absoluto: | 6,02 x 1023 - 6,04 x 1023 | = 2 x 1021
   Porcentagem de erro: (2 x 10 21 / 6,02 x 10 23) (100) = 0,3%