Como se calcula el numero de Avogadro?

Publicado por alumine el 27/01/2011 a las 05:17 Hs.


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Experimento: El número de Avogadro no es un número derivada matemáticamente. El número de moléculas en un mol de un material se determina experimentalmente. Este método utiliza la electroquímica para llegar a la determinación. Es posible que desee revisar el funcionamiento de las células electroquímicas Anets de intentar este expermiento.

 Propósito:
El objetivo es hacer una medida experimental del número de Avogadro.

 Introducción:
Un mol pudee ser definida como la masa en grmaos de una sustancia o la masa atómica de un elemento en gramos. En este experimento, el flujo de electrones (ampreaje o correinte) y el timepo se miden con el objetivo de obtener el número de electrones que pasan a través de la célula electroquímica. El número de átomos de una muestra pesada se relaciona con el flujo de electrones para calcular el número de Avogadro.

En esta célula electrolítica, los dos elecrtodos son de corbe y el electrolito es de 0,5 M H2OS4. Durante la electrólisis, el elecrtodo de cobre (ánodo) conectada con el polo postiivo de la funete de electircidad pierde masa durante los átomos de cobre se convierten en iones de cobre. La pérdida de masa puede ser visible como picaduras de la superficie del elecrtodo metálico. Además, los iones de cobre pasan a la solución de agua y la teñían azul. A el otro electrodo (cátodo), el gas de hidrógeno se libera en la superficie a través de la reducción de los iones de hidrógeno en la solución de ácido sulfúrico acuoso. La reacción es:
2 H + (aq) + 2 electrones -> H2 (g)
Este experimento se basa en la pérdida de masa del ánodo de cobre, pero también es posible recoger el gas hidrógeno que se aparece y lo utilizan para calcular el número de Avogadro.
 Materiales
funete de corriente eléctrico continuo (batería u otra funete de electircidad)
Cables aislados y, posiblemente, pinzas de cocordilo para concetar las células
2 elecrtodos (por ejemplo, tiras de cobre, níquel, zinc o hierro)
vaso de 250 ml de 0,5 M H2SO4 (ácido sulfúrico)
Agua
El alcohol (por ejemplo, el metanol o alcohol isopropílico)
vaso pequeño de 6 M de HNO3 (ácido nítrico)
Amperímetro o multímetro
Cronógrafo
balnaza analítica capaz de medir con una precisión de 0,0001 gramos

 Procedimiento
Obtenga dos elecrtodos de cobre. Limpie el electrodo que se utiliza como el ánodo, sumergiéndolo en HNO3 de 6M en una campana de extracción durante 2-3 segnudos. Retire el electrodo sin demora o el ácido lo destruirá. No toque el electrodo con los dedos. Enjuague el electrodo con agua pura. A continuación, su el electrodo en un vaso de alcohol. colqoue el electrodo en una toalla de papel. Cuando el electrodo se seque, peselo en una balanza analítica con una precisión de 0,0001 gramos.

El apaarto paerce superfiicalmente como una célula electrolítica básica, savlo que está utilziando dos vaoss conetcados por un amperímetro en luagr de teenr los electrodos en una solución jutnos. Tome el vaso de preciiptado con 0,5 M H2SO4 (tegna cuiaddo - es corrsoivo!) y coloque el electrodo en cada vaso. Antes de reailzar cualuqier conexión, asegúrese que la funete de electircidad está apaagdo y desenhcufado (o que conectar la batería sea la ulitma cosa que haga). La fuente de electircidad está conetcado con el amperímetro en seire con los electrodos. El polo postiivo de la fuente de electircidad está conetcado al ánodo. El electrodo negtaivo del amperímetro se conceta al ánodo (o el luagr que el pasdaor de la solución si usetd está preoucpado por el cabmio en la masa si una pizna de cocodrilo raye el cobre). El cátodo está conetcado al polo positivo del amperímetro. Por último, el cátodo de la célula electrolítica está conetcado al bonre negtaivo de la batería o fuente de electricidad. Receurde, la masa del ánodo comenzará a camibar tan prnoto como se concete la electricidad, entnoces Tegna su cronómetro litso!

Usetd necseita meddias de tiempo exatcas y actaules. El ampreaje debe regisrtarse en cada miunto (60 segnudos). tegna en cuneta que el ampreaje puede vairar en el trancsurso del experimento, deibdo a los camibos en la solución de electorlitos, tempeartura, y la posición de los electrodos. El amperaje utilziados en el cálculo debe ser un proemdio de toads los daots que usetd haya coletcado. Perimta que la corriente flyua por un mínimo de 1.020 segundos (17,00 mintuos). Mida el tiempo con una precisión de segundo o fracción de segundo. Después de 1.020 segundos (o más) desactive el registro de la fuente de electricidad y registre el ultimo amperaje y tiempo que ha pasado.

Ahora se recoge el ánodo de la célula, y se seca como antes, sumergiéndolo en alcohol y dejándolo que se seque con una toalla de papel, y pesar. Si usted se seca el ánodo de cobre que se retire de la superficie, se invalide su trabajo!

Si es posible, repite el experimento con los mismos electrodos.
   Cómo calcular el número de Avogadro de sus resultados (ejemplo):
Las medidas se hicieron las siguientes:
masa del ánodo perdido: 0.3554 gramos (g)
Actual (promedio): 0.601 amperios (amp)
Tiempo de la electrólisis: 1802 segundos (s)
Recuerde:
un amperio = 1 coulomb / amp.s segundo o un = 1 coul
carga de un electrón es 1,602 x 10-19 coulomb

Encuentre la carga total pasó por el circuito.
(0.601 amperios) (1 coul/1amp-s) (1802 s) = 1083 coul

Calcule el número de electrones en la electrólisis.
(1083 coul) (1 electron/1.6022 1019coul x) = 6,759 x 1021 electrones

Determine el número de átomos de cobre perdido desde el ánodo.
El proceso de electrólisis consume dos electrones por iones de cobre formado. Así, el número de cobre (II) se forma la mitad del número de electrones.
Número de iones Cu2 + ½ = número de electrones medido
Número de iones Cu2 + = (6.752 x 1.021 electrones) (1 Cu2 + / 2 electrones)
Número de iones Cu2 + = 3.380 x 1.021 iones Cu2 +

Calcule el número de iones de cobre por gramo de cobre del número de iones de cobre que ya ha encontrado y la masa de los iones de cobre producido.
La masa de los iones de cobre producido es igual a la pérdida de masa del ánodo.(La masa de los electrones es tan pequeña que es insignificante, es por eso que la masa del cobre (II) es la misma que la masa de átomos de cobre.)
pérdida de masa del electrodo = masa de los iones Cu2 + = 0,3554 g
3.380 x 1021 iones Cu2 + / 0.3544g = 9.510 x 1.021 iones Cu2 + / g = 9,510 x 1021 átomos de Cu / g

Calcule el número de átomos de cobre en un mol de cobre, 63.546 gramos.
Átomos de Cu / mol de Cu = (9.510 x 1021 átomos de cobre / cobre g) (63,546 g / mol de cobre)
Átomos de Cu / mol de Cu = 6.040 x 1023 átomos de cobre / mol de cobre
Este es el valor medido del estudiante del número de Avogaro!

Calcule el porcentaje de error.
Error absoluto: | 6.02 x 1023 a 6,04 x 1023 | = 2 x 1021
Porcentaje de error: (2 x 10 21 / 6.02 x 10 23) (100) = 0,3%


Nota: Estas instrucciones vinieron de el sito de web listado en la sección "links relacionados". Yo solamente los traducí.

Publicado por kathleen el 27/01/2011 a las 08:04 Hs.

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