Avogadro

Historia y significado del número de Avogadro Manuel Marín Reyes *Centro Nacional de Investigación y Desarrollo Tecnológico (CENIDET) E-mail ; [email protected]

111Equation Chapter 1 Section 1 Abstract –– The law of Avogadro was exposed by Amedeo Avogadro in 1811 and completely to those of Boyle, Charles and GayLussac. It ensures that in a process at constant pressure and temperature (isobar and isotherm), the volume of any gas is proportional to the number of moles present.

Según la Ley de los volúmenes de combinación esta misma relación es la que ocurre entre los volúmenes de los gases en una reacción química. Por ello, debe de existir una relación directa entre estos volúmenes de gases y el número de moléculas que contienen. La ley de Avogadro dice que:

Keywords –– Amedeo Avogadro, Ley de Avogadro.

I.

INTRODUCCIÓN

La ley de Avogadro (a veces llamada Hipótesis de Avogadro o principio de Avogadro) es una de las leyes de los gases ideales. Toma el nombre de Amedeo Avogadro[1], quien en 1811 afirmó que: En iguales condiciones de presión y temperatura las densidades relativas de los cuerpos gaseosos son proporcionales a sus pesos atómicos. Y sugirió la hipótesis: Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas[2]. Esta hipótesis establece que dos gases que posean el mismo volumen (a igual presión y temperatura) deben contener la misma cantidad de moléculas[3]. Cada molécula, dependiendo de los átomos que la compongan, deberán tener la misma masa. Es así que puede hallarse la masa relativa de un gas de acuerdo al volumen que ocupe. La hipótesis de Avogadro permitió determinar la masa molecular relativa de esos gases. II.

TEORÍA DE AVOGADRO

No fue hasta 1814 cuando Avogadro admitió la existencia de moléculas gaseosas formadas por dos o más átomos iguales. Según Avogadro, en una reacción química una molécula de reactivo debe reaccionar con una o varias moléculas de otro reactivo, dando lugar a una o varias moléculas del producto, pero una molécula no puede reaccionar con un número no entero de moléculas, ya que la unidad mínima de un reactivo es la molécula. Debe existir, por tanto, una relación de números enteros sencillos entre las moléculas de los reactivos, y entre estas moléculas y las del producto.

Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas. También el enunciado inverso es cierto: “Un determinado número de moléculas de dos gases diferentes ocupan el mismo volumen en idénticas condiciones de presión y temperatura”. Esta ley suele enunciarse actualmente también como: “La masa molar o mol de diferentes sustancias contienen el mismo número de moléculas”. El valor de ente número, llamado número de Avogadro es aproximadamente 6,023212 x 1023 y es también el número de átomos que contiene la masa molar o mol de un elemento. Para explicar esta ley, Avogadro señaló que las moléculas de la mayoría de los gases elementales más habituales eran diatónicas (hidrogeno, cloro, oxigeno, nitrógeno, etc.), es decir, que mediante reacciones químicas se pueden separar en dos átomos. La ley de Avogadro no fue admitida inicialmente por la comunidad científica. No fue hasta que en 1860 Cannizzaro presentó en el primer congreso internacional de química, el congreso de Karlsruhe, un artículo (publicado en 1858) sobre la hipótesis de Avogadro y la determinación de pesos atómicos. Con estas suposiciones, la justificación de la ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac es bastante cómo se mostrará más adelante.

III.

ANTECEDENTES

La hipótesis de Avogadro se basa en la teoría atómica de Dalton de forma que conviene analizar sus enunciados básicos. La primera ley de Dalton (1801) dice: En cualquier compuesto químico los elementos se combinan siempre en la misma proporción, sin importar el origen o modo de preparación. La afirmación anterior ya había sido hecha por J. L. Proust e implica que:  

Los compuestos están formados por pequeñas unidades características: las moléculas. Las moléculas están formadas por numero definidos de átomos de elementos específicos.

de la ley de los gases. Entonces, si el volumen molar que es el volumen que ocupa un mol de molécula de gas, es el mismo para todos los gases en condiciones normales de presión y temperatura, entonces podemos considerar que el mismo para todos los gases ideales a cualquier temperatura y presión que se someta al sistema. Esto es de un modo cierto por que las leyes que gobiernan los cambios de volumen de los gases con variaciones de temperatura y presión son las mismas para todos los gases ideales. . REFERENCES

[1]

La segunda ley de Dalton (1804) dice: Si dos elementos forman más de un compuesto más de un compuesto, los diferentes pesos de uno en combinación con el mismo peso del otro están en relación de pequeños números enteros. Dalton sabía que 1 g de hidrogeno se combina con 8 g de oxígeno para formar agua. Adoptando la regla de máxima simplicidad (además no tenía otra alternativa) supuso que la fórmula del agua era HO (notación actual). De aquí se concluía directamente que un átomo de oxigeno pesaba 8 veces más que uno de hidrogeno[4].

[2]

Pero no pasó mucho tiempo para descubrir inconsistencias. Por ejemplo, en el amoniaco se combinan 3 g de hidrogeno con 14 de g de nitrógeno, en el óxido nitroso se combinan 16 g de oxigeno con 14 g de nitrógeno.

[3]

[4] IV.

CONCLUSIONES.

Como en consecuencia se puede decir de la hipótesis de Avogadro que este puede considerarse una generalización

A. M. Herrera Acero, "Diseño de una unidad didáctica para la enseñanza y aprendizaje del concepto de mol y número de Avogadro utilizando herramientas virtuales," Universidad Nacional de Colombia-Sede Manizales, 2014. M. Carrillo Chávez, G. Hernández Millán, and E. Nieto Calleja, "Estimación del número de Avogadro a través de estratégias que le dan sentido al trabajo experimental," Enseñanza de las Ciencias, pp. 1-6, 2005. C. Furió, R. Azcona, and J. Guisasola, "Revisión de investigaciones sobre la enseñanza-aprendizaje de los conceptos cantidad de sustancia y mol," Enseñanza de las Ciencias, vol. 20, pp. 229-242, 2002. J. N. Flores and L. R. Terrazas, "EL SURGIMIENTO DEL CONCEPTO DE MOL ‘."