(Ćwiczenie nr 3)

Liczba Avogadro.

Wstęp

Liczba cząsteczek zawartych w jednym molu dowolnej substancji, zwana jest liczbą Avogadro i oznaczana symbolem NA. Za najdokładniejszą wartość liczby Avogadro przyjmuje się obecnie:

              NA = 6.022045 (31) . 1023 mol-1

Znajomość liczby Avogadro pozwala na obliczenie bezwzględnej masy atomu i cząsteczki. Np. w 1 molu atomów wodoru, tj. w 1.0079 g wodoru, mamy 6.022045 . 1023 atomów wodoru. Masa pojedynczego atomu wodoru, mH, wynosi więc:

Jeżeli weźmiemy pod uwagę dwie różne substancje gazowe (każda w ilości 1 mol) to zawierają one taką samą liczbę cząsteczek. Zgodnie z hipotezą Avogadro muszą więc mieć taką samą objętość jeżeli wykazują taką samą temperaturę (T) i takie samo ciśnienie (p). Zatem w danych warunkach (p i T) objętość 1 mola cząsteczek dowolnej substancji gazowej jest stała1. W warunkach normalnych (T = 273.15 K, p = 101325 Pa) objętość ta wynosi 22.41383 (70) dm3 . mol-1.

Stała Avogadro, NA, może być wyznaczona na drodze eksperymentalnej różnymi metodami. Jedną z najprostszych jest elektroliza H2O. W trakcie procesu elektrolizy, w wyniku rozkładu H2O, na katodzie wydziela się gazowy wodór a na anodzie tlen. Reakcje elektrodowe opisano poniżej:

K:                                                                                                                              (1)

A:                                                                                                                (2)

Rejestrując wartość natężenia prądu elektrolizy I oraz wyznaczając objętość wydzielonego gazu V (np. H2) można obliczyć stałą NA.

Cel ćwiczenia:

1.      Wyznaczyć wartość liczby Avogadro.

Odczynniki, materiały i aparatura:

Roztwory bazowe:                                          1 M NaOH w H2O

Elementy układu pomiarowego:              Reaktor (naczynie szklane z pokrywką)

                                                                      Dwie strzykawki

                                                                      Amperomierz

                                                                      Zasilacz elektrolizera

                                                                      Termometr

                                                                      Elektrody (izolowane druciki)

Wykonanie:

1.      Zestawić układ pomiarowy do elektrolizy (rys. 1.):

a)      napełnić reaktor oraz strzykawki roztworem NaOH (tak aby w strzykawkach nie było pęcherzy powietrza)

b)     strzykawki umieścić w otworach pokrywki w taki sposób aby po nakryciu elektrolizera ich końcówki zanurzone były w elektrolicie

c)      poprzez otwory w każdej ze strzykawek włożyć elektrody do przestrzeni elektrodowych (końcówka elektrody powinna być widoczna w strzykawce)

d)     elementy zestawu pomiarowego (zasilacz, amperomierz, elektrody) połączyć ze sobą szeregowo w obwód elektryczny

2.      Rozpocząć pomiar: włączyć amperomierz, zasilacz oraz stoper. W odstępach 1 min. notować wartość natężenia prądu elektrolizy. W czasie trwania elektrolizy zmierzyć temperaturę roztworu elektrolitu oraz aktualne ciśnienie atmosferyczne.

3.      Po wypełnieniu przestrzeni katodowej wodorem do żądanej objętości (np. 1.5 cm3) wyłączyć stoper oraz prąd.

Opracowanie wyników:

1.      Otrzymane wyniki eksperymentalne umieścić w tabelach (wzór poniżej):

2.      Na podstawie równania stanu gazu doskonałego obliczyć ilość moli wydzielonego wodoru

3.      Korzystając z równania reakcji (1) obliczyć liczbę moli elektronów jaka przepłynęła przez badany układ w czasie elektrolizy:

4.      Sporządzić zależność I = f(t) dla każdego eksperymentu. Wyznaczyć ładunek Q jaki przepłynął przez badany układ (graficznie, całkując pole powierzchni pod krzywą I = f(t) lub korzystając z zależności)

5.      Obliczyć liczbę elektronów Ne jaka przepłynęła przez układ:

              gdzie: e – ładunek elektronu równy 1.6 . 10-19 C

6.      Na podstawie otrzymanych wyników, dzieląc (5) przez (3) wyznaczyć liczbę Avogadro, NA.

Rys. 1. Schemat układu pomiarowego do wyznaczania liczby Avogadro.

Literatura:

1.      A. Bielański: „Podstawy chemii nieorganicznej”, PWN, Warszawa 1997.