Ley de Avogadro
La Ley de Avogadro (a veces denominada Hipótesis de Avogadro, Principio de Avogadro o Hipótesis de Avogadro-Ampère) es una de las leyes de los gases ideales. Toma el nombre de Amedeo Avogadro, quien en 1811 enunció, con referencia a la Ley de Gay-Lussac o Ley de volúmenes de combinación:
La primera hipótesis para entender esta conexión, y aparentemente la única admisible, es la suposición de que el número integral de moléculas en cualquier gas es siempre el mismo para iguales volúmenes, o siempre proporcional a los volúmenes.[1]
Y concluyó de esa premisa la siguiente identidad:
La relación de las masas de las moléculas es por lo tanto idéntica a la relación de las masas de los diferentes gases a igual volumen, temperatura y presión, y el número relativo de átomos en las moléculas de un compuesto está dado por la relación de los volúmenes de los gases que lo formaron.[2]
Historia
Antecedentes
La ley de Gay-Lussac no tenía una interpretación adecuada en relación a los postulados de la teoría atómica de Dalton. Para John Dalton y sus seguidores, las partículas que forman los elementos gaseosos eran los átomos y según su hipótesis si un volumen de cloro reacciona con un volumen de hidrógeno debería obtenerse un volumen de HCl y no dos, además postulaba que la fórmula de la molécula de agua en estado gaseoso era HO.
Teoría de Avogadro y Ampère
Avogadro (1811) y Ampère (1814), propusieron de manera independiente, la existencia de moléculas gaseosas formadas por dos o más átomos iguales. Según Avogadro y Ampère, 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.
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:
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: "Un mol de diferentes sustancias contiene el mismo número de moléculas".
El valor de este número, llamado constante de Avogadro es aproximadamente 6,023 × 1023 y es también el número de átomos que contiene un mol de un elemento.
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.
La ley de Avogadro no fue admitida inicialmente por la comunidad científica. No lo 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 como se muestra en los siguientes ejemplos
Ejemplos
Síntesis del cloruro de hidrógeno
Experimentalmente se comprueba que un volumen de dihidrógeno reacciona con un volumen de dicloro forman dos volúmenes de cloruro de hidrógeno.
Según lo establecido en la ley de Avogadro, a temperatura y presión constantes en cada volumen unidad (de dihidrógeno y de dicloro) habrá un mismo y determinado número de moléculas "N".
Como las moléculas de dihidrógeno y dicloro son diatómicas, la reacción química de síntesis del cloruro de hidrógeno consistiría en la rotura de las moléculas de dihidrógeno y dicloro y su posterior reorganización para dar dos moléculas de cloruro de hidrógeno (una por cada átomo de cloro e hidrógeno). Como se ha supuesto que en un volumen de gas hay seis moléculas, doce moléculas corresponden a un volumen dos veces mayor.
Los volúmenes de los gases reaccionantes están en la relación 1:1, mientras que el de cloruro de hidrógeno respecto al de dihidrógeno o al de dicloro está en la relación 2:1, tal como se establece la ley de Gay-Lussac.
Síntesis del agua
Si los gases fueran monoatómicos cada dos volúmenes de hidrógeno y uno de oxígeno debería obtenerse un volumen de agua. Experimentalmente se comprueba que dos volúmenes de dihidrógeno reaccionando con un volumen de dioxígeno formaran dos volúmenes de agua.
De acuerdo con la ley de Avogadro, la reacción de síntesis del agua necesitaría que cada dos moléculas de dihidrógeno reaccionaran con una molécula de dioxígeno para obtener dos moléculas de agua. La molécula de dioxígeno tiene que estar formada al menos por dos átomos, para que por lo menos uno de ellos entre a formar parte de cada molécula de agua. Si se supone que en un volumen de gas hay seis moléculas, se tiene como reactivos 12 moléculas de dihidrógeno (formadas por 24 átomos de hidrógeno en total) y 6 moléculas de dioxígeno (formadas por 12 átomos de oxígeno en total). Si se obtienen dos volúmenes de agua (12 moléculas), cada molécula de agua debe tener de fórmula H2O.
Síntesis del amoníaco
Experimentalmente se comprueba que tres volúmenes de dihidrógeno reaccionan con un volumen de dinitrógeno para dar dos volúmenes de amoníaco.
Esta reacción de síntesis del amoníaco precisa que cada tres moléculas de hidrógeno reaccionen con una molécula de nitrógeno dando lugar a dos moléculas de amoníaco. La molécula de dinitrógeno tiene que estar formada al menos por dos átomos, para que por lo menos uno de ellos entre a formar parte de cada molécula de amoníaco. Si se supone que en un volumen de gas hay seis moléculas, tenemos como reactivos 18 moléculas de dihidrógeno (formadas por 36 átomos de hidrógeno en total) y 6 moléculas de dinitrógeno (formadas por 12 átomos de nitrógeno). Si se obtienen dos volúmenes de amoníaco (12 moléculas), cada molécula debe tener de fórmula NH3.
Referencias
- Avogadro, Amadeo (1811). «Essay on a Manner of Determining the Relative Masses of the Elementary Molecules of Bodies, and the Proportions in Which They Enter into These Compounds». Journal de Physique 73: 58-76. «M. Gay-Lussac has shown in an interesting Memoir (Mémoires de la Société d'Arcueil, Tome II.) that gases always unite in a very simple proportion by volume, and that when the result of the union is a gas, its volume also is very simply related to those of its components. But the quantitative proportions of substances in compounds seem only to depend on the relative number of molecules which combine, and on the number of composite molecules which result. It must then be admitted that very simple relations also exist between the volumes of gaseous substances and the numbers of simple or compound molecules which form them. The first hypothesis to present itself in this connection, and apparently even the only admissible one, is the supposition that the number of integral molecules in any gases [sic] is always the same for equal volumes, or always proportional to the volumes. Indeed, if we were to suppose that the number of molecules contained in a given volume were different for different gases, it would scarcely be possible to conceive that the law regulating the distance of molecules could give in all cases relations as simple as those which the facts just detailed compel us to acknowledge between the volume and the number of molecules.».
- Avogadro, Amadeo (1811). «Essay on a Manner of Determining the Relative Masses of the Elementary Molecules of Bodies, and the Proportions in Which They Enter into These Compounds». Journal de Physique 73: 58-76. «Setting out from this hypothesis, it is apparent that we have the means of determining very easily the relative masses of the molecules of substances obtainable in the gaseous state, and the relative number of these molecules in compounds; for the ratios of the masses of the molecules are then the same as those of the densities of the different gases at equal temperature and pressure, and the relative number of molecules in a compound is given at once by the ratio of the volumes of the gases that form it.».