¿Qué es el número de Avogadro?

Te damos una pista: no es 867-5309. Ese es el número de Jenny, no el de Avogadro. Tampoco vas a encontrar estos dígitos garabateados con marcador en la pared del baño público. Sin embargo, lo descubrirá en las páginas de un libro de texto de química estándar: es 6,0221415 × 10 ²³ . Escrito, eso es 602,214,150,000,000,000,000,000 [fuente: Fox ]. ¿Poco de tiempo? Solo llámalo un topo.

Así como una docena son 12 cosas, un mol es simplemente el número de cosas de Avogadro. En química, esas "cosas" son átomos o moléculas. En teoría, podría tener un mol de pelotas de béisbol o cualquier otra cosa, pero dado que un mol de pelotas de béisbol cubriría la Tierra a una altura de varios cientos de millas, sería difícil encontrar un buen uso práctico para un mol de cualquier cosa. más grande que una molécula [fuente: Hill and Kolb ]. Entonces, si el mol solo se usa para la química, ¿cómo se cruzaron Amedeo Avogadro (nombre completo: Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro) y la química?

Nacido en Italia en 1776, Avogadro creció durante un período importante en el desarrollo de la química. Químicos como John Dalton y Joseph Louis Gay-Lussac estaban comenzando a comprender las propiedades básicas de los átomos y las moléculas, y debatieron acaloradamente cómo se comportaban estas partículas infinitesimalmente pequeñas. La ley de Gay-Lussac de combinar volúmenes interesó particularmente a Avogadro. La ley establecía que cuando dos volúmenes de gases reaccionan entre sí para crear un tercer gas, la relación entre el volumen de los reactivos y el volumen del producto siempre está formada por números enteros simples. He aquí un ejemplo: dos volúmenes de hidrógeno gaseoso se combinan con un volumen de oxígeno gaseoso para formar dos volúmenes de vapor de agua (al menos cuando las temperaturas son lo suficientemente altas) sin que quede nada, o:

2H₂ + O₂ --> 2H₂O

Tinkering around with the implications of this law, Avogadro deduced that in order for this to be true, equal volumes of any two gases at the same temperature and pressure must hold an equal number of particles (Avogadro's law). And the only way to explain that this law could be true for any example, including the one we just mentioned, is if there was a difference between atoms and molecules and that some elements, like oxygen, actually exist as molecules (in oxygen’s case, O₂ rather than simply O) Granted, Avogadro didn't have words like "molecule" to describe his theory, and his ideas met resistance from John Dalton, among others. It would take another chemist by the name of Stanislao Cannizzaro to bring Avogadro's ideas the attention they deserved. By the time those ideas gained traction, Avogadro had already passed away.

So where does Avogadro's number fit into this? Because Avogadro's law proved so critical to the advancement of chemistry, chemist Jean Baptiste Perrin named the number in his honor. Read on to see how chemists determined Avogadro's number and why, even today, it's such an important part of chemistry.

How on Earth did chemists settle on such a seemingly arbitrary figure for Avogadro's number? To understand how it was derived, we have to first tackle the concept of the atomic mass unit (amu). The atomic mass unit is defined as 1/12 of the mass of one atom of carbon-12 (the most common isotope of carbon). Here's why that's neat: Carbon-12 has six protons, six electrons and six neutrons, and because electrons have very little mass, 1/12 of the mass of one carbon-12 atom is very close to the mass of a single proton or a single neutron. The atomic weights of elements (those numbers you see below the elements on the periodic table) are expressed in terms of atomic mass units as well. For instance, hydrogen has, on average, an atomic weight of 1.00794 amu.

Desafortunadamente, los químicos no tienen una escala que pueda medir unidades de masa atómica, y ciertamente no tienen la capacidad de medir un solo átomo o molécula a la vez para llevar a cabo una reacción. Dado que diferentes átomos pesan cantidades diferentes, los químicos tuvieron que encontrar una forma de cerrar la brecha entre el mundo invisible de los átomos y las moléculas y el mundo práctico de los laboratorios de química llenos de balanzas que miden en gramos. Para hacer esto, crearon una relación entre la unidad de masa atómica y el gramo, y esa relación se ve así:

1 uma = 1/6,0221415 x 10 ²³ gramos

Esta relación significa que si tuviéramos el número de Avogadro, o un mol, de átomos de carbono-12 (que tiene un peso atómico de 12 uma por definición), esa muestra de carbono-12 pesaría exactamente 12 gramos. Los químicos usan esta relación para convertir fácilmente entre la unidad medible de un gramo y la unidad invisible de moles, átomos o moléculas.

Ahora que sabemos cómo es útil el número de Avogadro, debemos examinar una última pregunta: ¿Cómo determinaron los químicos cuántos átomos hay en un mol en primer lugar? La primera estimación aproximada fue cortesía del físico Robert Millikan, quien midió la carga de un electrón. La carga de un mol de electrones, llamado Faraday , ya se conocía cuando Millikan hizo su descubrimiento.

Entonces, dividir un Faraday por la carga de un electrón nos da el número de Avogadro. Con el tiempo, los científicos han encontrado formas nuevas y más precisas de estimar el número de Avogadro, más recientemente utilizando técnicas avanzadas como el uso de rayos X para examinar la geometría de una esfera de silicio de 1 kilogramo y extrapolando la cantidad de átomos que contenía a partir de esos datos. Y si bien el kilogramo es la base de todas las unidades de masa, algunos científicos quieren comenzar a usar el número de Avogadro, de la misma manera que ahora definimos la longitud de un metro en función de la velocidad de la luz y no al revés.

Día del topo: un día después del corazón de un químico

You probably won't get the day off work or find your local drugstore flush with cards celebrating the occasion, but Mole Day is celebrated every year by chemists throughout the world. Since Avogadro's number is 6.022 × 10²³, it only makes sense that the holiday starts at 6:02 a.m. every Oct. 23. Revelers tell chemistry jokes, blow bubbles of natural gas that they set ablaze, toast with drinks chilled by dry ice and even recite the mole pledge of allegiance.

Special thanks to Meisa Salaita, all-around chemistry whiz and the Director for Education & Outreach, NSF Center for Chemical Evolution, for her assistance with this article.

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