- història
- Inspiracions d'Amedeo Avogadro
- hipòtesi molecular
- Cinquanta anys més tard
- El naixement d'el terme
- En què consisteix i unitats
- Àtom-gram i molècula-gram
- Masses molars i mol
- Com es calcula el nombre d'Avogadro
- Mètodes de mesurament més precisos
- usos
- exercicis resolts
- exercici 1
- exercici 2
- referències
El nombre d'Avogadro és aquell que indica quantes partícules componen un mol de matèria. Es designa normalment amb el símbol N A o L, i té una magnitud extraordinària: 6,02 · 10 23, escrit en notació científica; de no utilitzar-se, s'hauria d'escriure complet: 602000000000000000000000.
Per evitar i facilitar el seu ús, convé referir-se a el nombre d'Avogadro cridant mol; aquest és el nom que rep la unitat corresponent a tal quantitat de partícules (àtoms, protons, neutrons, electrons, etc.). Així, si una dotzena correspon a 12 unitats, un mol abasta N A unitats, simplificant els càlculs estequiomètrics.
El nombre d'Avogadro escrit en notació científica. Font: PRHaney
Matemàticament, el nombre d'Avogadro potser no sigui el més gran de tots; però fora de l'àmbit de la ciència, emprar per indicar la quantitat de qualsevol objecte sobrepassaria els límits de la imaginació humana.
Per exemple, un mol de llapis implicaria la fabricació de 6,02 · 10 23 unitats, deixant en l'intent a la Terra sense els seus pulmons vegetals. A l'igual que aquest hipotètic exemple, abunden molts altres, els quals permeten entreveure la magnificència i aplicabilitat d'aquest número per quantitats astronòmiques.
Si N A i el mol al·ludeixen a quantitats exorbitants de qualsevol cosa, quina utilitat tenen en la ciència? Com es va dir just a el principi: permeten "explicar" partícules molt petites, els números són increïblement vasts fins i tot en quantitats insignificants de matèria.
La més petita gota d'un líquid acull milers de milions de partícules, a l'igual que la quantitat més irrisòria de sòlid determinat que pugui pesar-se en balança alguna.
Per no recórrer a les notacions científiques, el mol ve en ajuda, indicant quant, més o menys, es té d'una substància o compost respecte a N A. Per exemple, 1 g de plata correspon al voltant de 9 · 10 -3 mol; és a dir que en aquest gram "habiten" gairebé la centèsima part de N A (5,6 · 10 21 àtoms de Ag, aproximadament).
història
Inspiracions d'Amedeo Avogadro
Algunes persones creuen que el nombre d'Avogadro va ser una constant determinada per Lorenzo Romà Amedeo Carlo Avogadro of Quaregna and Cerreto, millor conegut com Amedeo Avogadro; però, aquest científic-advocat, dedicat a estudiar les propietats dels gasos, i inspirat pels treballs de Dalton i Gai-Lussac, no va ser qui va introduir el N A.
De Dalton, Amedeo Avogadro va aprendre que les masses dels gasos es combinen o reaccionen en proporcions constants. Per exemple, una massa d'hidrogen reacciona completament amb una massa vuit vegades superior d'oxigen; quan tal proporció no es complia, un dels dos gasos romania en excés.
De Gai-Lussac, d'altra banda, va aprendre que els volums dels gasos reaccionen mantenint una relació fixa. Així, dos volums d'hidrogen reaccionen amb un d'oxigen per produir dos volums d'aigua (en forma de vapor, donades les altes temperatures generades).
hipòtesi molecular
En 1811 Avogadro va condensar les seves idees per formular la seva hipòtesi molecular, en la qual explicava que la distància que separa les molècules gasoses és constant sempre que no canviï la pressió ni la temperatura. Aquesta distància, doncs, defineix el volum que pot ocupar un gas en un recipient de barreres expandibles (un globus, per exemple).
Així, donada una massa de gas A, m A, i una massa de gas B, m B, m A i m B tindran el mateix volum en condicions normals (T = 0 ° C, i P = 1 atm) si tots dos gasos ideals tenen el mateix nombre de molècules; aquesta va ser la hipòtesi, avui dia llei, d'Avogadro.
De les seves observacions també va deduir que la relació entre les densitats dels gasos, novament A i B, és la mateixa que la de les seves masses moleculars relatives (ρ A / ρ B = M A / M B).
El seu major encert va ser el d'introduir el terme 'molècula' tal com es coneix en l'actualitat. Avogadro va tractar a l'hidrogen, oxigen i aigua com a molècules i no com àtoms.
Cinquanta anys més tard
La idea de les seves molècules diatòmiques va trobar forta resistència entre els químics de segle XIX. Si bé Amadeo Avogadro donava classes de física a la Universitat de Torí, el seu treball no va ser molt ben acceptat i, sota l'ombra d'experiments i observacions de químics de més renom, la seva hipòtesi va quedar sepultada durant cinquanta anys.
Ni tan sols la contribució de el conegut científic André Ampere, qui donava suport la hipòtesi d'Avogadro, va ser suficient perquè els químics la consideressin seriosament
No va ser sinó al Congrés de Karlsruhe, Alemanya de 1860, que el jove químic italià, Stanislao Cannizzaro, rescatés el treball d'Avogadro com a resposta a el caos per la falta de masses atòmiques i equacions químiques fiables i sòlides.
El naixement d'el terme
El que es coneix per 'nombre d'Avogadro', es va introduir pel físic francès Jean Baptiste Perrin, gairebé cent anys després. Determinar un aproximat de N A a través de diferents mètodes a partir del seu treball sobre el moviment brownià.
En què consisteix i unitats
Àtom-gram i molècula-gram
El nombre d'Avogadro i el mol estan relacionats; però, el segon va existir abans que el primer.
Conegudes les masses relatives dels àtoms, es va introduir la unitat de massa atòmica (uma) com la dotzena part d'un àtom d'isòtop de carboni 12; aproximadament, la massa d'un protó o neutró. D'aquesta manera, se sabia que el carboni era dotze vegades més pesat que l'hidrogen; el que equival a dir, 12 C pesa 12u, i 1 H pesa 1 u.
Això no obstant, ¿a quanta massa equival 1 uma realment? A més, ¿com seria possible mesurar-la massa a partícules tan petites? Llavors va sorgir de la idea de l'àtom-gram i molècula-gram, les quals posteriorment van ser substituïdes pel mol. Aquestes unitats convenientment connectava el gram amb el uma de la següent manera:
12 g 12 C = N · ma
Un nombre d'àtoms N de 12 C, multiplicat per la seva massa atòmica, dóna un valor numèricament idèntic a la massa atòmica relativa (12 uma). Per tant, 12 g de 12 C equivalia a un àtom-gram; 16 g de 16 O, a un àtom-gram d'oxigen; 16 g de CH 4, 1 molècula-gram per metà, i així amb altres elements o compostos.
Masses molars i mol
L'àtom-gram i molècula-gram, més que unitats, consistien de les masses molars dels àtoms i molècules, respectivament.
Així, la definició de mol ve a ser: la unitat designada per al nombre d'àtoms presents en 12 g de carboni 12 pur (o 0,012 kg). I per la seva banda, N passar a denotar-se com N A.
Llavors, el nombre d'Avogadro consisteix formalment de el nombre d'àtoms que componen tals 12 g de carboni 12; i la seva unitat és el mol i els seus derivats (kmol, mmol, lb-mol, etc.).
Les masses molars són masses moleculars (o atòmiques) expressades en funció dels mols.
Per exemple, la massa molar d'el O 2 és 32g / mol; és a dir, un mol de molècules d'oxigen té una massa de 32 g, i una molècula d'O 2 té una massa molecular de 32 u. Igualment, la massa molar d'l'H és 1 g / mol: un mol d'àtoms d'H té una massa d'1 g, i un àtom d'H té una massa atòmica de 1 u.
Com es calcula el nombre d'Avogadro
Quant és un mol? Quin valor té N A perquè les masses atòmiques i moleculars tinguin el mateix valor numèric que les masses molars? Per saber-ho, s'ha de resoldre la següent equació:
12 g 12 C = N A · ma
Però ma és de 12 uma.
12 g 12 C = N A · 12uma
Si es coneix quant val una a una (1,667 10 -24 g), es pot calcular directament N A:
N A = (12 g / 2 · 10 -23 g)
= 5,998 · 10 23 àtoms de 12 C
És idèntic aquest nombre a l'presentat a l'inici de l'article? No. Si bé els decimals juguen en contra, hi ha càlculs molts més precisos per determinar N A.
Mètodes de mesurament més precisos
Si ja es coneix prèviament la definició d'un mol, especialment, un mol d'electrons i la càrrega elèctrica que comporten (aproximadament 96500 C / mol), coneixent la càrrega d'un electró individual (1.602 × 10 -19 C), es pot calcular N A també per aquesta via:
N A = (96500 C / 1.602 × 10 -19 C)
= 6.0237203 · 10 23 electrons
Aquest valor llueix encara millor.
Una altra manera de calcular-consisteix de tècniques cristal·logràfiques de raigs X, emprant per a això una esfera de silici ultra pur d'1 Kg. Per a això, s'utilitza la fórmula:
N A = n (V o / V m)
On n és el nombre d'àtoms presents a la cel·la unitària d'un cristall de silici (n = 8), i V o i V m són els volums de la cel·la unitària i molar, respectivament. Coneixent les variables per al cristall de silici, es pot calcular el nombre d'Avogadro per aquest mètode.
usos
El nombre d'Avogadro permet en essència expressar les quantitats abismals de partícules elementals en simples grams, els quals poden mesurar-se en balances analítiques o rudimentàries. No només això: si una propietat atòmica és multiplicada per N A, s'obtindrà la seva manifestació a escales macroscòpiques, visibles al món ia simple vista.
Per tant, i amb molta raó, es diu que aquest nombre funciona com un pont entre el microscòpic i el macroscòpic. Se li troba sovint especialment en fisicoquímica, quan s'intenta enllaçar el comportament de les molècules o ions amb el de les seves fases físiques (líquida, gasosa o sòlida).
exercicis resolts
En l'apartat de càlculs es van abordar dos exemples d'exercicis utilitzant N A. A continuació es procedirà a resoldre altres dos.
exercici 1
Quina és la massa d'una molècula d'H 2 O?
Si se sap que la seva massa molar és de 18 g / mol, llavors un mol de molècules d'H 2 O té una massa de 18 grams; però la pregunta fa referència a una molècula individual, sola. Per calcular llavors la seva massa es fa ús dels factors de conversió:
(18g / mol H 2 O) · (mol H 2 O / 6,02 · 10 23 molècules H 2 O) = 2,99 · 10 -23 g / molècula H 2 O
És a dir, una molècula d'H 2 O té una massa de 2,99 · 10 -23 g.
exercici 2
Quants àtoms de metall disprosi (Dy) contindran una peça de el mateix la massa és de 26 g?
La massa atòmica de l'disprosi és 162,5 u, igual a 162,5 g / mol fent ús de l'nombre d'Avogadro. Novament, es procedeix amb els factors de conversió:
(26 g) · (mol Dy / 162,5g) · (6,02 · 10 23 àtoms Dy / mol Dy) = 9,63 · 10 22 àtoms Dy
Aquest valor és 0,16 vegades més petit que N A (9,63 · 10 22 / 6,02 · 10 23), i per tant, aquesta peça té 0,16 mols de disprosi (també es pot calcular amb 26/162, 5).
referències
- Wikipedia. (2019). Avogadro constant. Recuperat de: en.wikipedia.org
- Atteberry Jonathan. (2019). Què és el Avogadro 's number? HowStuffWorks. Recuperat de: science.howstuffworks.com
- Ryan Benoit, Michael Thai, Charlie Wang i Jacob Gomez. (2 maig 2019). The Mole and Avogadro 's Constant. Chemistry LibreTexts. Recuperat de: chem.libretexts.org
- Mole Day. (sf). The History of Avogadro 's Number: 6.02 times 10 to the 23 rd. Recuperat de: moleday.org
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (6 gener 2019). Experimental Determination of Avogadro 's Number. Recuperat de: thoughtco.com
- Tomàs Germán. (Sf). El nombre d'Avogadro. IES Diumenge Miral. Recuperat de: iesdmjac.educa.aragon.es
- Joaquín Sant Fruits Fernández. (Sf). Nombre d'Avogadro i concepte de mol. Recuperat de: encina.pntic.mec.es
- Bernardo Herradón. (03 de Setembre de 2010). Congrés de Karlsruhe: 150 anys. Recuperat de: madrimasd.org
- George M. Bodner. (16 d'febrièr de 2004). How Was Avogadro 's Number Determined? Scientific American. Recuperat de: scientificamerican.com