Leyes, constantes y números. El “gigante” Avogadro.

El 9 de agosto de 1776, nacía el físico y químico italiano Amedeo Avogadro (Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro), conde de Quaregna y Cerreto (Turín, 9 de agosto de 1776 – Turín, 9 de julio de 1856).

avogadroFormuló la llamada ley de Avogadro, que dice que «volúmenes iguales de gases distintos bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas». Avanzó en el estudio y desarrollo de la teoría atómica, y en su honor se le dio el nombre al número de Avogadro.

Orientado por su familia a los estudios jurídicos, y después de haber practicado la abogacía durante algunos años, en 1800 se sintió atraído definitivamente por los estudios científicos y en 1809 llegó a ser profesor de física en el colegio real de Vercelli; años después, en 1820, fue nombrado docente de física matemática (o física sublime, como se decía entonces) en la Universidad de Turín.

En 1811, Fue precisamente en los años transcurridos entre el primer y el segundo nombramiento, cuando publicó su más famosa memoria: el Ensayo sobre un modo de determinar las masas relativas de las moléculas elementales, en el que se enuncia por vez primera el conocido principio de química general que lleva su nombre. Es de advertir, sin embargo, que sólo medio siglo más tarde (especialmente por obra de Cannizzaro) se reconoció la gran importancia del principio citado.

Fue la base de la “reforma” de Cannizzaro, con la cual la ciencia pudo finalmente, después de medio siglo de tentativas, compromisos e incertidumbres (puede decirse que de crisis), adquirir un concepto y un método seguro para la determinación de los pesos atómicos y de las fórmulas de composición de las sustancias.

Publicado en 1811 en París, en el Journal de Physique, el Ensayo sobre un modo de determinar las masas relativas de las moléculas elementales puede considerarse como la pieza clave de las teorías sobre la constitución de la materia. La hipótesis atómica de John Dalton, según la cual toda sustancia está formada por átomos, había resultado insuficiente para interpretar las observaciones experimentales de Gay-Lussac sobre las combinaciones entre cuerpos en estado gaseoso. Las consecuencias de esta insuficiencia fueron graves. Precisaba renunciar a la hipótesis atómica o bien admitir que los átomos, en ciertos casos, podían “despedazarse” (es decir, renunciar al concepto de átomo), o admitir como erróneos todos los datos experimentales.

Avogadro encontró la forma de conciliar los resultados experimentales de Gay-Lussac con la teoría atómica de Dalton: propuso que las partículas de los gases elementales no estaban formadas por átomos simples, sino por agregados de átomos a los que llamó moléculas, palabra que procede del latín moles y que significa “masa”. “Moléculas elementales” en el caso de cuerpos simples, formadas de átomos de la misma especie; “moléculas integrantes” en los casos de cuerpos compuestos, formadas de átomos de especie diversa.

avogadro2Así, pues, los gases están formados por moléculas (concepto que aparece por primera vez con el principio de Avogadro) y éstas se escinden en átomos cuando dos gases reaccionan entre sí. De este modo era inmediato explicar la ley de Gay-Lussac sin más que admitir que las moléculas de los gases elementales son diatómicas: las previsiones teóricas concordaban perfectamente con los resultados experimentales.
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.

Para explicar esta ley, Avogadro señaló que las moléculas de la mayoría de los gases elementales más habituales eran diatómicas (hidrógeno, cloro, oxígeno, nitrógeno, etc), es decir, que mediante reacciones químicas se pueden separar en dos átomos.

Esta ley suele enunciarse actualmente también como: “Un mol de diferentes sustancias contiene el mismo número de moléculas”.
El valor de este número, llamado número de Avogadro es aproximadamente 6,022 × 10 e23 y es también el número de átomos que contiene un mol de un elemento.

En química y en física, la constante de Avogadro (símbolos: L, NA) es el número de partículas elementales (usualmente átomos o moléculas) en un mol de una sustancia cualquiera, donde el mol es una de las siete unidades básicas del Sistema Internacional de Unidades (SI). Su dimensión es el recíproco del mol y su valor es igual a 6,022 141 29(27)×1023 mol−1.

Definiciones anteriores de cantidad química involucraron el número de Avogadro, un término histórico íntimamente relacionado a la constante de Avogadro pero definida de otra forma: inicialmente definido por Jean Baptiste Perrin como el número de átomos en un mol de hidrógeno. Luego fue redefinido como el número de átomos en 12 gramos del isótopo carbono-12 y posteriormente generalizado para relacionar cantidades de sustancia a sus pesos moleculares.

El valor de la constante de Avogadro fue indicado en primer lugar por Johann Josef Loschmidt que, en 1865, estimó el diámetro medio de las moléculas en el aire por un método equivalente a calcular el número de partículas en un volumen determinado de gas.9 Este último valor, la densidad numérica de partículas en un gas ideal, que ahora se llama en su honor constante de Loschmidt, es aproximadamente proporcional a la constante de Avogadro. La conexión con Loschmidt es la raíz del símbolo L que a veces se utiliza para la constante de Avogadro, y la literatura en lengua germana puede referirse a ambas constantes con el mismo nombre, distinguiéndolas solamente por las unidades de medida

avogadro3La comunidad científica no dio una acogida entusiasta a las teorías de Avogadro y sus hipótesis no fueron aceptadas inmediatamente. Tres años después que él, André-Marie Ampère obtenía los mismos resultados por otros métodos (Sobre la determinación de las proporciones en las cuales los cuerpos se combinan según el número y la disposición respectiva de las moléculas por la que sus partículas integrantes están compuestas) pero sus teorías fueron acogidas con la misma indiferencia. Hubo que esperar los trabajos de Gerhardt, Laurent y Williamson sobre las moléculas orgánicas para mostrar que la ley de Avogadro era indispensable para explicar por qué cantidades iguales de moléculas ocupaban el mismo volumen en estado gaseoso.
Sin embargo en estas experiencias, ciertas sustancias parecían ser una excepción a la regla. La solución la encontró Stanislao Cannizzaro que sugirió en el curso de un congreso en 1860 (4 años después la muerte de Avogadro) que estas excepciones se explicarían por las disociaciones de las moléculas en el curso del calentamiento.

Con su teoría cinética de los gases, Rudolf Clausius pudo dar una nueva confirmación de la ley de Avogadro. Poco después, Jacobus Henricus van ‘t Hoff aportó la última confirmación a la teoría gracias a sus trabajos sobre las soluciones diluidas.

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Publicado el 9 agosto, 2015 en Química. Añade a favoritos el enlace permanente. Deja un comentario.

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