Constante de Avogadro
Constante del sistema métrico fundamental definida como el número de partículas por mol.

Constante de Avogadro
Amedeo Avogadro , el homónimo de la constante
Símbolos comunes
N A , L
Unidad SImol -1
Valor exacto
mol recíproco6.022 140 76 × 10 23

La constante de Avogadro , comúnmente denotada como N A [1] o L [2], es una constante definitoria del SI con un valor exacto de6.022 140 76 × 10 23  mol −1 ( moles recíprocos ). [3] [4] Se define como el número de partículas constituyentes (generalmente moléculas , átomos , iones o pares de iones) por mol ( unidad SI ) y se utiliza como factor de normalización en la cantidad de sustancia en una muestra. En el análisis dimensional SI de unidades de medida, la dimensión de la constante de Avogadro es el recíproco de la cantidad de sustancia, denotada N −1 . El número de Avogadro , a veces denotado N 0 , [5] [6] es el valor numérico de la constante de Avogadro (es decir, sin unidad), es decir, el número adimensional 6.022 140 76 × 10 23 ; el valor elegido en función del número de átomos en 12  gramos de carbono-12 en consonancia con la definición histórica de un mol. [1] [7] La ​​constante recibe su nombre en honor al físico y químico italiano Amedeo Avogadro (1776–1856).

La constante de Avogadro N A es también el factor que convierte la masa promedio ( ) de una partícula, en gramos , a la masa molar ( ) de la sustancia, en gramos por mol (g/mol). [8] Es decir, . metro {\estilo de visualización m} METRO {\estilo de visualización M} METRO = metro ⋅ norte A {\displaystyle M=m\cdot N_{A}}

La constante N A también relaciona el volumen molar (el volumen por mol) de una sustancia con el volumen medio nominalmente ocupado por una de sus partículas, cuando ambos se expresan en las mismas unidades de volumen. Por ejemplo, dado que el volumen molar del agua en condiciones ordinarias es de aproximadamente 18 mL /mol , el volumen ocupado por una molécula de agua es de aproximadamente 18/(6,022 × 1023 ) mL, o aproximadamente0,030 nm 3 ( nanómetros cúbicos ). Para una sustancia cristalina , N 0 relaciona el volumen de un cristal con un mol de celdas unitarias repetidas con el volumen de una sola celda (ambos en las mismas unidades).

Definición

Definición aproximada de un mol basada en 12 gramos de carbono-12

La constante de Avogadro se derivó históricamente de la antigua definición del mol como la cantidad de sustancia en 12  gramos de carbono-12 ( 12 C); o, equivalentemente, el número de daltons en un gramo, donde el dalton se define como ⁠1/12⁠ de la masa de un átomo de 12 C. [9] Según esta antigua definición, el valor numérico de la constante de Avogadro en mol −1 (el número de Avogadro) era una constante física que debía determinarse experimentalmente.

La redefinición del mol en 2019, como la cantidad de sustancia que contiene exactamente6.022 140 76 × 10 23 partículas, [7] significaba que la masa de 1 mol de una sustancia es ahora exactamente el producto del número de Avogadro y la masa media de sus partículas. El dalton, sin embargo, todavía se define como ⁠1/12⁠ de la masa de un átomo de 12 C, que debe determinarse experimentalmente y se conoce solo con precisión finita . Los experimentos anteriores que apuntaban a determinar la constante de Avogadro ahora se reinterpretan como mediciones del valor en gramos del dalton.

Según la antigua definición de mol, el valor numérico de un mol de una sustancia, expresado en gramos, era exactamente igual a la masa media de una partícula en daltons. Con la nueva definición, esta equivalencia numérica ya no es exacta, pues se ve afectada por la incertidumbre del valor del dalton en unidades del SI. Sin embargo, sigue siendo aplicable a todos los efectos prácticos. Por ejemplo, la masa media de una molécula de agua es de unos 18,0153 daltons, y la de un mol de agua es de unos 18,0153 gramos. Asimismo, el número de Avogadro es el número aproximado de nucleones ( protones y neutrones ) en un gramo de materia ordinaria .

En la literatura más antigua, el número de Avogadro también se denotaba como N , [10] [11] aunque eso entra en conflicto con el símbolo del número de partículas en la mecánica estadística .

Historia

Origen del concepto

Jean Perrin en 1926

La constante de Avogadro debe su nombre al científico italiano Amedeo Avogadro (1776-1856), quien, en 1811, propuso por primera vez que el volumen de un gas (a una presión y temperatura determinadas) es proporcional al número de átomos o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas. [12]

La hipótesis de Avogadro fue popularizada cuatro años después de su muerte por Stanislao Cannizzaro , quien defendió el trabajo de Avogadro en el Congreso de Karlsruhe en 1860. [13]

El nombre de número de Avogadro fue acuñado en 1909 por el físico Jean Perrin , quien lo definió como el número de moléculas en exactamente 32 gramos de gas oxígeno . [14] El objetivo de esta definición era hacer que la masa de un mol de una sustancia, en gramos, fuera numéricamente igual a la masa de una molécula en relación con la masa del átomo de hidrógeno; que, debido a la ley de proporciones definidas , era la unidad natural de masa atómica, y se suponía que era ⁠1/16⁠ de la masa atómica del oxígeno.

Primeras mediciones

Josef Loschmidt

El valor del número de Avogadro (aún no conocido con ese nombre) fue obtenido por primera vez indirectamente por Josef Loschmidt en 1865, al estimar el número de partículas en un volumen dado de gas. [15] Este valor, la densidad numérica n 0 de partículas en un gas ideal , ahora se llama constante de Loschmidt en su honor, y está relacionada con la constante de Avogadro, N A , por

norte 0 = pag 0 norte A R yo 0 , {\displaystyle n_{0}={\frac {p_{0}N_{\rm {A}}}{R\,T_{0}}},}

donde p 0 es la presión , R es la constante de los gases y T 0 es la temperatura absoluta . Debido a este trabajo, a veces se utiliza el símbolo L para la constante de Avogadro, [16] y, en la literatura alemana , ese nombre puede usarse para ambas constantes, distinguiéndolas solo por las unidades de medida . [17] (Sin embargo, N A no debe confundirse con la constante de Loschmidt, completamente diferente, en la literatura en idioma inglés).

El propio Perrin determinó el número de Avogadro mediante varios métodos experimentales diferentes. En 1926 recibió el Premio Nobel de Física , en gran medida por este trabajo. [18]

La carga eléctrica por mol de electrones es una constante llamada constante de Faraday y se conoce desde 1834, cuando Michael Faraday publicó sus trabajos sobre electrólisis . En 1910, Robert Millikan con la ayuda de Harvey Fletcher obtuvo la primera medida de la carga de un electrón . Dividiendo la carga de un mol de electrones por la carga de un solo electrón se obtuvo una estimación más precisa del número de Avogadro. [19]

Definición del SI de 1971

En 1971, en su 14ª conferencia, la Oficina Internacional de Pesas y Medidas (BIPM) decidió considerar la cantidad de sustancia como una dimensión independiente de medida , con el mol como su unidad base en el Sistema Internacional de Unidades (SI). [16] En concreto, el mol se definió como una cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 12 gramos ( 0,012 kilogramos ) de carbono-12 ( 12 C). [9] Así, en particular, un mol de carbono-12 era exactamente 12 gramos del elemento.

Según esta definición, un mol de cualquier sustancia contenía exactamente tantas entidades elementales como un mol de cualquier otra sustancia. Sin embargo, este número N 0 era una constante física que debía determinarse experimentalmente, ya que dependía de la masa (en gramos) de un átomo de 12 C y, por lo tanto, solo se conocía hasta un número limitado de dígitos decimales. [16] La regla empírica común de que "un gramo de materia contiene N 0 nucleones" era exacta para el carbono-12, pero ligeramente inexacta para otros elementos e isótopos.

En la misma conferencia, el BIPM también denominó a N A (el factor que convertía los moles en número de partículas) como " constante de Avogadro ". Sin embargo, el término "número de Avogadro" siguió utilizándose, especialmente en trabajos introductorios. [20] Como consecuencia de esta definición, N A no era un número puro, sino que tenía la dimensión métrica del recíproco de la cantidad de sustancia (mol −1 ).

Redefinición del SI de 2019

En su 26ª Conferencia, el BIPM adoptó un enfoque diferente: a partir del 20 de mayo de 2019, definió la constante de Avogadro N A como el valor exacto6.022 140 76 × 10 23  mol −1 , redefiniendo así el mol exactamente como6.022 140 76 × 10 23 partículas constituyentes de la sustancia en cuestión. [21] [7] Una consecuencia de este cambio es que la masa de un mol de 12 átomos de C ya no es exactamente 0,012 kg. Por otro lado, el dalton ( también conocido como unidad de masa atómica universal) permanece inalterado como ⁠1/12⁠ de la masa de 12 C. [22] [23] Por lo tanto, la constante de masa molar permanece muy cerca, pero ya no exactamente igual a 1 g/mol, aunque la diferencia (4,5 × 10 −10 en términos relativos, a marzo de 2019) es insignificante para todos los fines prácticos. [7] [1]

Conexión con otras constantes

La constante de Avogadro N A está relacionada con otras constantes y propiedades físicas.

[24]
  • M u = m u N A = 1.000 000 001 05 (31) × 10 −3  kg⋅mol −1

Véase también

Referencias

  1. ^ abc Bureau International des Poids et Mesures (2019): El Sistema Internacional de Unidades (SI) , 9.ª edición, versión en inglés, pág. 134. Disponible en el sitio web del BIPM.
  2. ^ HP Lehmann, X. Fuentes-Arderiu y LF Bertello (1996): "Glosario de términos en cantidades y unidades en química clínica (Recomendaciones IUPAC-IFCC 1996)"; pág. 963, ítem "Constante de Avogadro". Pure and Applied Chemistry , vol. 68, iss. 4, pp. 957–1000. doi :10.1351/pac199668040957
  3. ^ Newell, David B.; Tiesinga, Eite (2019). El Sistema Internacional de Unidades (SI). Publicación especial 330 del NIST. Gaithersburg, Maryland: Instituto Nacional de Estándares y Tecnología. doi : 10.6028/nist.sp.330-2019 . S2CID  242934226.
  4. ^ de Bievre, P.; Peiser, HS (1992). "Peso atómico: el nombre, su historia, definición y unidades". Química pura y aplicada . 64 (10): 1535–1543. doi : 10.1351/pac199264101535 . S2CID  96317287.
  5. ^ Richard P. Feynman: Las conferencias Feynman sobre física, volumen II
  6. ^ Max Born (1969): Física atómica , 8.ª ed., edición de Dover, reimpresa por Courier en 2013; 544 páginas. ISBN 978-0486318585 
  7. ^ abcdef David B. Newell y Eite Tiesinga (2019): El Sistema Internacional de Unidades (SI). Publicación especial 330 del NIST, Instituto Nacional de Estándares y Tecnología. doi :10.6028/nist.sp.330-2019 S2CID  242934226
  8. ^ Okun, Lev B.; Lee, AG (1985). Física de partículas: la búsqueda de la sustancia de la sustancia. OPA Ltd., pág. 86. ISBN 978-3-7186-0228-5.
  9. ^ ab Oficina Internacional de Pesas y Medidas (2006), El Sistema Internacional de Unidades (SI) (PDF) (8.ª ed.), págs. 114-115, ISBN 92-822-2213-6, archivado (PDF) del original el 4 de junio de 2021 , consultado el 16 de diciembre de 2021
  10. ^ Linus Pauling (1970), Química general , pág. 96. Edición Dover, reimpresa por Courier en 2014; 992 páginas. ISBN 978-0486134659 
  11. ^ Marvin Yelles (1971): McGraw-Hill Encyclopedia of Science and Technology , vol. 9, 3.ª ed.; 707 páginas. ISBN 978-0070797987 
  12. ^ Avogadro, Amadeo (1811). "Ensayo de una manera de determinar las masas relativas de las moléculas elementales de los cuerpos, y las proporciones selon lesquelles elles entrent dans ces combinaisons". Revista de físico . 73 : 58–76.Traducción al inglés.
  13. ^ "Stanislao Cannizzaro | Instituto de Historia de la Ciencia". Instituto de Historia de la Ciencia . Junio ​​de 2016 . Consultado el 2 de junio de 2022 .
  14. ^ Perrin, Jean (1909). "Mouvement brownien et réalité moléculaire" [Movimiento browniano y realidad molecular]. Annales de Chimie et de Physique . Octava serie (en francés). 18 : 1–114.Extracto en inglés, traducción de Frederick Soddy.
  15. ^ Loschmidt, J. (1865). "Zur Grösse der Luftmoleküle" [Sobre el tamaño de las moléculas de aire]. Sitzungsberichte der Kaiserlichen Akademie der Wissenschaften. Mathematisch-Naturwissenschaftliche Classe. Viena (en alemán). 52 (2): 395–413.Traducción al inglés.
  16. ^ abc Bureau International des Poids et Mesures (1971): 14th Conference Générale des Poids et Mesures Archivado el 23 de septiembre de 2020 en Wayback Machine Disponible en el sitio web de BIPM.
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  18. ^ Oseen, CW (10 de diciembre de 1926). Discurso de presentación del Premio Nobel de Física de 1926 .
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  20. ^ Kotz, John C.; Treichel, Paul M.; Townsend, John R. (2008). Química y reactividad química (7.ª ed.). Brooks/Cole. ISBN 978-0-495-38703-9Archivado desde el original el 16 de octubre de 2008.
  21. ^ Oficina Internacional de Pesas y Medidas (2017): Actas de la 106.ª reunión del Comité Internacional de Pesas y Medidas (CIPM), 16-17 y 20 de octubre de 2017 , pág. 23. Disponible en el sitio web de la BIPM Archivado el 21 de febrero de 2021 en Wayback Machine .
  22. ^ Pavese, Franco (enero de 2018). "Un posible borrador de la Resolución de la CGPM para la SI revisada, comparado con el último borrador de la CCU del 9º Folleto de la SI". Medición . 114 : 478–483. Bibcode :2018Meas..114..478P. doi :10.1016/j.measurement.2017.08.020. ISSN  0263-2241.
  23. ^ "Unidad de masa atómica unificada". Compendio de terminología química de la IUPAC . 2014. doi : 10.1351/goldbook.U06554 .
  24. ^ "Valor CODATA 2022: constante de masa atómica". Referencia del NIST sobre constantes, unidades e incertidumbre . NIST . Mayo de 2024. Consultado el 18 de mayo de 2024 .
  • Definición de 1996 de la constante de Avogadro del Compendio de Terminología Química de la IUPAC (" Libro de Oro ")
  • Algunas notas sobre el número de Avogadro, 6,022×1023 (notas históricas)
  • Un valor exacto para el número de Avogadro – Científico estadounidense
  • Constantes de Avogadro y Planck molar para la redefinición del kilogramo
  • Murrell, John N. (2001). "Avogadro y su constante". Helvetica Chimica Acta . 84 (6): 1314–1327. doi :10.1002/1522-2675(20010613)84:6<1314::AID-HLCA1314>3.0.CO;2-Q.
  • Versión escaneada de "Las dos hipótesis de Avogadro", artículo de Avogadro de 1811, en BibNum
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