|
A pesar de su carrera exitosa como abogado, Avogadro también mostró interés en matemáticas y física. Aparte de otros puestos ocupó, entre 1820 y 1822 y desde 1834 hasta 1850 el de profesor de física matemática en la Universidad de Turín. Era una persona muy modesta, trabajaba en forma aislada. Esto probablemente contribuyó a que durante mucho tiempo fuera poco reconocido, especialmente fuera de Italia. Murió el 9 de julio de 1856. La contribución de Avogradro a la químicaDurante su tiempo, la química estaba comenzando a convertirse en una ciencia exacta. En 1808 Dalton publica su Nuevo sistema de la filosofía química, a partir de lo cual se acepta la ley de las proporciones definidas de Proust y la ley de las proporciones múltiples del mismo Dalton. Para establecer las masas atómicas relativas de los diferentes elementos, Dalton hizo la suposición incorrecta que en los compuestos más comunes formados por dos elementos, había un átomo de cada uno. Al mismo tiempo, Gay-Lussac encontró que las relaciones entre los volúmenes de gases que reaccionaban entre sí eran de números enteros y pequeños. Por ejemplo, dos volúmenes de hidrógeno reaccionaban con un volumen de oxígeno, dando dos volúmenes de agua. Dalton se dio cuenta de que esto podía constituir la base de un método lógico de asignar masas atómicas relativas, porque la relación simple de volúmenes de gases podía ser igualada a la relación entre las partículas reaccionantes. Pero, dado que Dalton seguía considerando que las partículas eran átomos, no podía aceptar que una partícula de oxígeno produjera dos partículas de agua. Esto estaba en contradicción directa con su teoría, por lo que rechazó los resultados obtenidos por Gay-Lussac. En 1822, Avogadro publica un artículo en Journal de physique, en el que traza una clara distinción entre molécula y átomo. Los átomos de oxígeno considerados por Dalton eran, en realidad, moléculas que contenían dos átomos cada una. En ese artículo, Avogadro sugiere que: "volúmenes iguales de todos los gases a la misma temperatura y presión contienen el mismo número de moléculas", conocido ahora como el principio de Avogadro. El trabajo de Avogadro pasó prácticamente desapercibido hasta que lo presentó Stanislao Cannizaro en el Congreso de Karlsruhe en 1860. Cannizaro mostró que el principio de Avogadro podía ser utilizado no sólo para determinar masas moleculares relativas, sino también, masas atómicas relativas. Probablemente, la razón por la que el trabajo de Avogadro no fue aceptado durante tanto tiempo fue la convicción muy profunda de que una combinación química sólo se producía por la afinidad entre dos elementos diferentes. Basado en los trabajos de Volta y Galvani, en general se atribuía esta afinidad a la atracción entre cargas opuestas. La idea de que dos átomos idénticos de hidrógeno u oxígeno podían combinarse para formar los compuestos moleculares hidrógeno u oxígeno resultaba inaceptable dentro de la filosofía química de principios del siglo XIX. Constante de Avogadro. Su determinaciónLa idea de mol y, por lo tanto, del número de Avogadro (hoy en día, la constante de Avogadro) fueron introducidos mucho después de su muerte. El valor aceptado en la actualidad es6,0221367 x 1023 mol-1 El método más preciso para determinarlo es usando la densidad de un cristal, la masa atómica relativa y la longitud de la celda unidad, determinada por métodos de difracción de rayos X. Mostraremos aquí en forma esquemática cómo se realiza el cálculo.El cromo cristaliza en una estructura cúbica centrada en el cuerpo. |
Copyright 2000, NAL Educativa S.A. Todos los derechos reservados
Prohibida su reproducción total o parcial
Consultas y comentarios: ciencias@nalejandria.com