Ley de Avogadro: fórmula hipótesis ejemplos y número

Problema de ejemplo de la ley de Avogadro

Cuando la masa, en gramos, de una muestra de gas ideal es igual a la masa molar en gramos (tradicionalmente llamada peso molecular) del gas, el número de moléculas de la muestra es igual al número de Avogadro, \(\overline{N}\)\({}^{1}\}). El número de Avogadro es el número de moléculas en un mol. En la definición moderna, un mol es el número de átomos de \(C^{12}\) en exactamente 12 g de \(C^{12}\). Es decir, el número de átomos de \(C^{12}\) en exactamente 12 g de \(C^{12}\) es el número de Avogadro. El valor actualmente aceptado es \(\mathrm{6,02214199\\times }{\mathrm{10}}^{\mathrm{23}\) moléculas por mol. Podemos hallar la masa atómica en gramos de cualquier otro elemento hallando la masa de ese elemento que se combina con exactamente 12 g de \(C^{12}\) en un compuesto cuya fórmula molecular se conoce.

Enuncie la ley de avogadro y explique su significado

Así, el número de moléculas en un volumen específico de gas es independiente del tamaño o masa de las moléculas del gas cuando se relaciona con una aproximación de gas ideal. Es muy importante tener en cuenta que aplicamos una definición de gas ideal o gas perfecto (un gas hipotético formado por partículas idénticas de volumen cero, sin fuerzas intermoleculares, pero con la capacidad de intercambiar el momento con moléculas de gas idénticas) a un gas real como el hidrógeno o el nitrógeno para poder aproximarnos estadísticamente al comportamiento del gas real.

Por ejemplo, volúmenes iguales de hidrógeno molecular y nitrógeno contendrían el mismo número de moléculas, siempre que se encuentren a la misma temperatura y presión y observen un comportamiento de gas ideal o perfecto. Aunque éste no es el caso del mundo real, estadísticamente se aproxima mucho.

Sin embargo, esta ecuación anterior no es más que una ecuación trivial, válida para todas las sustancias homogéneas, incluidos los líquidos y sólidos homogéneos. Esta relación es fácil de deducir; su validez se daba por supuesta antes de los trabajos de Avogadro.

Preguntas y respuestas sobre la ley de Avogadro

Las aportaciones del químico italiano Amedeo Avogadro (1776-1856) se relacionan con los trabajos de dos de sus contemporáneos, Joseph Louis Gay-Lussac y John Dalton. La ley de los volúmenes combinados de Gay-Lussac (1808) establecía que cuando dos gases reaccionan, los volúmenes de los reactivos y los productos -si son gases- están en proporciones de números enteros. Esta ley tendía a apoyar la teoría atómica de Dalton, pero éste rechazó el trabajo de Gay-Lussac. Avogadro, sin embargo, consideró que era la clave para comprender mejor la constitución molecular.

En 1811, Avogadro formuló la hipótesis de que volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y presión contienen igual número de moléculas. De esta hipótesis se deducía que los pesos moleculares relativos de dos gases cualesquiera son iguales a la relación de las densidades de los dos gases en las mismas condiciones de temperatura y presión. Avogadro también razonó astutamente que los gases simples no estaban formados por átomos solitarios, sino por moléculas compuestas de dos o más átomos. (En realidad, Avogadro no utilizó la palabra átomo; en aquella época, las palabras átomo y molécula se utilizaban casi indistintamente. Habló de tres tipos de “moléculas”, incluida una “molécula elemental”, lo que nosotros llamaríamos un átomo). De este modo, Avogadro pudo superar la dificultad que Dalton y otros habían encontrado cuando Gay-Lussac informó de que por encima de 100°C el volumen de vapor de agua era el doble del volumen del oxígeno utilizado para formarlo. Según Avogadro, la molécula de oxígeno se había dividido en dos átomos durante la formación del vapor de agua.

Ejemplo de la ley de Avogadro

La ley debe su nombre a Amedeo Avogadro, quien, en 1812,[2][3] formuló la hipótesis de que dos muestras dadas de un gas ideal, del mismo volumen y a la misma temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas. Por ejemplo, volúmenes iguales de hidrógeno y nitrógeno gaseosos contienen el mismo número de átomos cuando están a la misma temperatura y presión, y observan el comportamiento de los gases ideales. En la práctica, los gases reales muestran pequeñas desviaciones del comportamiento ideal y la ley sólo se cumple de forma aproximada, pero sigue siendo una aproximación útil para los científicos.

Esta ley describe cómo, en las mismas condiciones de temperatura y presión, volúmenes iguales de todos los gases contienen el mismo número de moléculas. Para comparar la misma sustancia en dos condiciones distintas, la ley puede expresarse de la siguiente manera:

La ecuación muestra que, a medida que aumenta el número de moles de gas, el volumen del gas también aumenta en proporción. Del mismo modo, si el número de moles de gas disminuye, el volumen también disminuye. Así, el número de moléculas o átomos en un volumen específico de gas ideal es independiente de su tamaño o de la masa molar del gas.