Constante de Avogadro

Desde la revisión efectuada en la 26.ª Conferencia General de Pesas y Medidas (CGPM) celebrada en el año 2018 la constante de Avogadro (símbolos: L, N_A) tiene un valor exacto definido como 6,022 140 76 ×10²³ mol⁻¹. El número de Avogadro (símbolo: N₀) equivale a la cantidad de 6,022 140 76 ×10²³ expresada en notación científica, esto es 602 214 076 000 000 000 000 000 (seiscientos dos mil doscientos catorce trillones setenta y seis mil billones de unidades, una cifra mucho mayor que el número de granos de arena en todas las playas de la Tierra).

Amedeo Avogadro, Conde de Quaregna y Cerreto (Turín, 9 de agosto de 1776 - ib., 9 de julio de 1856), fue un físico y químico italiano, profesor de Física de la Universidad de Turín desde 1820 hasta su muerte.

Valor de NA	Unidad
6,022 140 76 × 1023	mol−1
2,731 597 34(12) × 1026	(lb-mol)−1  [1]
1,707 248 434(77) × 1025	(oz-mol)−1  [1]

Conceptos Molares
Constantes	Constante de Avogadro Constante de Boltzmann Constante de los gases
Medidas físicas	Concentración másica Concentración molar Molalidad Masa Volumen Densidad Fracción molar Fracción másica Cantidad de sustancia Masa molar Masa atómica Número de partículas Presión Temperatura termodinámica Volumen molar Volumen específico
Leyes	Ley de Charles Ley de Boyle Ley de Gay-Lussac Ley de los gases combinados Ley de Avogadro Ley de los gases ideales
[editar datos en Wikidata]

La constante de Avogadro es el factor de proporcionalidad entre el número de partículas o entidades elementales y la cantidad de sustancia. Al dividir la cantidad de entidades elementales, cualesquiera que sean, entre la constante de Avogadro se obtiene la cantidad de sustancia. Así, por ejemplo:

${\displaystyle 1\ \mathrm {mol} ={\frac {6,02214076\times 10^{23}}{N_{A}}}}$

Definiciones anteriores de cantidad química involucraron el número de Avogadro, un término histórico íntimamente relacionado con la constante de Avogadro pero definida de otra forma: inicialmente definido por Jean Baptiste Perrin como el número de átomos en un mol de hidrógeno. Luego fue redefinido como el número de átomos en 12 gramos del isótopo carbono-12 y posteriormente generalizado para relacionar cantidades de sustancias a sus pesos moleculares. Por ejemplo, de forma aproximada, 1 gramo de hidrógeno, que tiene un número másico de 1, contiene 6,022 × 10²³ átomos de hidrógeno, es decir, más de seiscientos mil trillones de átomos. De igual manera, 12 gramos de carbono-12 (número másico 12) contienen el mismo número de átomos, 6,02214 × 10²³. El número de Avogadro es una magnitud adimensional y tiene el valor numérico de la constante de Avogadro, que posee unidades de medida.^{[2][3][4][5][6]}

La constante de Avogadro es fundamental para entender la composición de las moléculas y sus interacciones y combinaciones. Por ejemplo, ya que un átomo de oxígeno de 16 uma se combinará con dos átomos de hidrógeno de 1 uma por átomo para crear una molécula de agua (H₂O) de 18 uma, de igual forma un mol de oxígeno (6,022 × 10²³ átomos de O) de 16 gramos se combinará con dos moles de hidrógeno (2 × 6,022 × 10²³ átomos de H) de 1 gramo cada uno para crear un mol de H₂O (6,022 × 10²³ moléculas de H₂O) de 18 gramos de peso o 18 mililitros de volumen.

Historia

La constante de Avogadro debe su nombre al científico italiano de principios del siglo XIX Amedeo Avogadro, quien en 1811, propuso por primera vez que el volumen de un gas (a una determinada presión y temperatura) es proporcional al número de átomos, o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas.^[7] El físico francés Jean Perrin propuso en 1909 nombrar la constante en honor de Avogadro.^[8] Perrin ganó en 1926 el Premio Nobel de Física, en gran parte por su trabajo en la determinación de la constante de Avogadro mediante varios métodos diferentes.^[9] También se debe a Stanislao Cannizzaro la aclaración sobre una confusión que había surgido en torno al peso atómico y la masa molecular a raíz de la resolución de un problema con la hipótesis de Avogadro.

El valor de la constante de Avogadro fue indicado en primer lugar por Johann Josef Loschmidt que, en 1865, estimó el diámetro medio de las moléculas en el aire por un método equivalente a calcular el número de partículas en un volumen determinado de gas.^[10] Este último valor, la densidad numérica de partículas en un gas ideal, que ahora se llama en su honor constante de Loschmidt, es aproximadamente proporcional a la constante de Avogadro. La conexión con Loschmidt es la raíz del símbolo L que a veces se utiliza para la constante de Avogadro, y la literatura en lengua alemana puede referirse a ambas constantes con el mismo nombre, distinguiéndolas solamente por las unidades de medida.^[11]

Originalmente se propuso el nombre de "número de Avogadro" para referirse al número de moléculas en una molécula-gramo de oxígeno (exactamente 32 gramos de dioxígeno (antiguamente oxígeno), de acuerdo con las definiciones del periodo),^[8] y este término es aún ampliamente utilizado, especialmente en la introducción de los trabajos. Véase, por ejemplo.^[12] El cambio de nombre a "constante de Avogadro" vino con la introducción del mol como una unidad básica separada dentro del Sistema Internacional de Unidades (SI) en 1971,^[13] que reconoció la cantidad de sustancia como una magnitud fundamental independiente.^[14] Con este reconocimiento, la constante de Avogadro ya no es un número puro, sino una magnitud física, asociada con una unidad de medida, la inversa de mol (mol^-1) en unidades SI.^[14]

Los dígitos entre paréntesis al final del valor de la constante de Avogadro se refieren a su incertidumbre estándar (antes de que fuese definida como una constante exacta), concretamente el valor 0,000 000 27×10²³ mol⁻¹. Si bien es raro el uso de unidades de cantidad de sustancia distintas del mol, la constante de Avogadro también se puede definir en unidades como la libra-mol (lb-mol) y la onza-mol (oz-mol).

${\displaystyle N_{A}}$	Unidad
6,022 141 29(27)×1023	mol-1
2,731 597 57(14)×1026	lb mol-1
1,707 248 479(85)×1025	oz mol-1

Relaciones físicas adicionales

Debido a su papel como factor de escala, la constante de Avogadro establece un vínculo entre una serie de útiles constantes físicas cuando nos movemos entre la escala atómica y la escala macroscópica. Por ejemplo, establece la relación entre:

Símbolo	Nombre	Valor	Unidad	Fórmula
${\displaystyle F}$	Constante de Faraday	96485.3383(83)	C / mol	${\displaystyle F=e\,N_{\rm {A}}}$
${\displaystyle R}$	Constante de los gases	8.314472(15)	J / (mol K)	${\displaystyle R=k_{\rm {B}}N_{\rm {A}}}$
${\displaystyle m_{\rm {u}}}$	Constante de masa atómica	1.660538782(83)E-27	g	${\displaystyle m_{\rm {u}}={\frac {M_{\rm {u}}}{N_{\rm {A}}}}}$
${\displaystyle N_{\rm {A}}}$	Constante de Avogadro	6.02214076E23	mol-1
${\displaystyle e}$	Carga elemental	1.602176565(35)E−19	C
${\displaystyle k_{\rm {B}}}$	Constante de Boltzmann	1.380649E-23	J / K
${\displaystyle M_{\rm {u}}}$	Constante de masa molar	1	g / mol

Medida

Coulombimetría

El primer método preciso de medir el valor de la constante de Avogadro se basaba en la coulombimetría. El principio consiste en medir la constante de Faraday, F, que es la carga eléctrica transportada por un mol de electrones, y dividir por la carga elemental, e, para obtener la constante de Avogadro.

${\displaystyle N_{\rm {A}}={\frac {F}{e}}}$

El experimento clásico es el de Bowers y Davis en el NIST,^[15] y se basa en la disolución de la plata del ánodo de una celda electrolítica, al pasar una corriente eléctrica constante I durante un tiempo conocido t . Si m es la masa de plata perdida por el ánodo y A_r el peso atómico de la plata, entonces la constante de Faraday viene dada por:

${\displaystyle F={\frac {A_{\rm {r}}M_{\rm {u}}It}{m}}}$

Los investigadores del NIST desarrollaron un ingenioso método para compensar la plata que se perdía desde el ánodo por razones mecánicas, y realizó un análisis isotópico de su plata para determinar el peso atómico apropiado. Su valor para la convencional constante de Faraday es: F₉₀ = 96485,309 C/mol, que corresponde a un valor para la constante de Avogadro de 6,0221367·10²³ mol⁻¹: ambos valores tienen una incertidumbre estándar relativa de 1.3. 10^-6.

Método de la masa de electrones

Committee on Data for Science and Technology (CODATA, Comité de Información para Ciencia y Tecnología) publica regularmente los valores de las constantes físicas para su uso internacional. En el caso de la constante de Avogadro,^[16] la determina a partir del cociente entre la masa molar del electrón A_r(e), M_u y la masa en reposo del electrón m_e:

${\displaystyle N_{\rm {A}}={\frac {A_{\rm {r}}({\rm {e}})M_{\rm {u}}}{m_{\rm {e}}}}}$

La "masa atómica relativa" del electrón, A_r(e), es una cantidad medible directamente, y la constante masa molar M_u, es una constante definida en el sistema SI. La masa en reposo del electrón, sin embargo, se calcula a partir de otras constantes medidas:^[16]

${\displaystyle m_{\rm {e}}={\frac {2R_{\infty }h}{c\alpha ^{2}}}}$

Como puede observarse en los valores de la tabla CODATA 2006,^[17] el principal factor limitante en la precisión con la que se conoce el valor de la constante de Avogadro es la incertidumbre en el valor de la constante de Planck, ya que todas las demás constantes que contribuyen al cálculo se conocen con mucha más precisión.

Constante	Símbolo	Valor 2006 CODATA	Incertidumbre estándar relativa	Coeficiente de correlación con NA
Masa atómica relativa del electrón	Ar(e)	5,485 799 0943(23)×10-4	4.2. 10–10	0,0082
Constante de masa molar	Mu	0,001 kg/mol	definida	—
Constante de Rydberg	R∞	10 973 731,568 527(73) m−1	6,6×10-12	0,0000
Constante de Planck	h	6,626 068 96(33)×10-34 Js	5,0×10-8	–0,9996
Velocidad de la luz	c	299 792 458 m/s	definida	—
Constante de estructura fina	α	7,297 352 5376(50)×10-3	6,8×10-10	0.0269
Constante de Avogadro	NA	6,022 141 79(30)×1023 mol−1	5,0×10-8	1

Método de la densidad del cristal por rayos X

Modelo de bolas y varillas de la celda unidad de silicio. Experimentos de difracción de rayos X pueden determinar el parámetro de la celda,a, que a su vez puede utilizarse para calcular el valor de la constante de Avogadro.

Un método moderno para calcular la constante de Avogadro es utilizar la relación del volumen molar, V_m, al volumen de la celda unidad, V_cell, para un cristal sencillo de silicio:^[18]

${\displaystyle N_{\rm {A}}={\frac {8V_{\rm {m}}({\rm {Si}})}{V_{\rm {cell}}}}}$

El factor de ocho se debe a que hay ocho átomos de silicio en cada celda unidad.

El volumen de la celda unidad se puede obtener por cristalografía de rayos X; como la celda unidad es cúbica, el volumen es el de un cubo de la longitud de un lado (conocido como el parámetro de la celda unidad, a). En la práctica, las medidas se realizan sobre una distancia conocida como d₂₂₀(Si) que es la distancia entre los planos indicada por el índice de Miller {220}, y es igual a a/√8. El valor CODATA2006 para d₂₂₀(Si) es 192.015 5762(50) pm, con una incertidumbre relativa de 2.8. 10^–8, correspondiente a un volumen de celda unidad de 1.601 933 04(13). 10^–28 m³.

La composición isotópica proporcional de la muestra utilizada debe ser medida y tenida en cuenta. El silicio presenta tres isótopos estables - ²⁸Si, ²⁹Si, ³⁰Si - y la variación natural en sus proporciones es mayor que otras incertidumbres en las mediciones. La Masa atómica A_r para un cristal sencillo, puede calcularse ya que las masas atómicas relativas de los tres núclidos se conocen con gran exactitud. Esto, junto con la medida de la densidad ρ de la muestra, permite calcular el volumen molar V_m que se encuentra mediante:

${\displaystyle V_{\rm {m}}={\frac {A_{\rm {r}}M_{\rm {u}}}{\rho }}}$

donde M_u es la masa molar. El valor CODATA2006 para el volumen molar del silicio es 12.058 8349(11) cm³/mol, con una incertidumbre estándar relativa de 9.1. 10^–8.^[19]

A partir de los valores CODATA2006 recomendados, la relativa incertidumbre en la determinación de la constante de Avogadro por el método de la densidad del cristal por rayos X es de 1,2. 10^-7, cerca de dos veces y media mayor que la del método de la masa del electrón.

Véase también

• Campaña 10:23

Notas y referencias

1. P.J. Mohr, B.N. Taylor y D.B. Newell (2011), CODATA Recommended Values of the Fundamental Physical Constants: 2010. Sistema creado por J. Baker, M. Douma y S. Kotochigova. National Institute of Standards and Technology, Gaithersburg, MD 20899.
2. Mohr, Peter J.; Taylor, Barry N.; Newell, David B. (2008). «CODATA Recommended Values of the Fundamental Physical Constants: 2006». Reviews of Modern Physics 80: 633-730. doi:10.1103/RevModPhys.80.633. Enlace directo.
3. International Union of Pure and Applied Chemistry Commission on Atomic Weights and Isotopic Abundances, P.; Peiser, H. S. (1992). «Atomic Weight: The Name, Its History, Definition and Units». Pure and Applied Chemistry 560 (10): 1535-43. doi:10.1351/pac199264101535.
4. International Union of Pure and Applied Chemistry Commission on Quantities and Units in Clinical Chemistry, H. P.; International Federation of Clinical Chemistry Committee on Quantities and Units (1996). Glossary of Terms in Quantities and Units in Clinical Chemistry (IUPAC-IFCC Recommendations 1996) 68 (4). pp. 957-1000. doi:10.1351/pac199668040957.
5. The CODATA 2017 values of h, e, k and Na for the revision of the SI.
6. Resoluciones adoptadas en CGPM, Versalles 16 de noviembre de 2018. Archivado desde el original el 19 de noviembre de 2018. Consultado el 23 de noviembre de 2018.
7. Avogadro, Amadeo (1811). «Essai d'une maniere de determiner les masses relatives de molecules elementaires des corps, et les proportions selon lesquelles elles entrent dans ces combinaisons». Journal de Physique 73: 58-76. English translation.
8. Perrin, Jean (1909). «Mouvement brownien et réalité moléculaire». Annales de Chimie et de Physique, 8^e Série 18: 1-114. Extract in English, translation by Frederick Soddy.
9. Oseen, C.W. (December 10, 1926). Presentation Speech for the 1926 Nobel Prize in Physics.
10. Loschmidt, J. (1865). «Zur Grösse der Luftmoleküle». Sitzungsberichte der kaiserlichen Akademie der Wissenschaften Wien 52 (2): 395-413. English translation.
11. Virgo, S.E. (1933). «Loschmidt's Number». Science Progress 27: 634-49. Archivado desde el original el 4 de abril de 2005.
12. Kotz, John C.; Treichel, Paul M.; Townsend, John R. (2008). Chemistry and Chemical Reactivity (7th edición). Brooks/Cole. ISBN 0495387037. Archivado desde el original el 9 de febrero de 2009. Consultado el 10 de abril de 2019.
13. Resolution 3, 14th General Conference of Weights and Measures (CGPM), 1971.
14. de Bièvre, P.; Peiser, H.S. (1992). «'Atomic Weight'—The Name, Its History, Definition, and Units». Pure Appl. Chem. 64 (10): 1535-43. doi:10.1351/pac199264101535.
15. Este relato se basa en el informe de 1998.
16. Informe de CODATA de 2002.
17. Mohr, Peter J.; Taylor, Barry N.; Newell, David B. (2008). «CODATA Recommended Values of the Fundamental Physical Constants: 2006». Reviews of Modern Physics 80: 633-730. doi:10.1103/RevModPhys.80.633. Enlace directo.
18. Mineralogy Database (2000-2005). «Unit Cell Formula». Consultado el 9 de diciembre de 2007.
19. Mohr, Peter J.; Taylor, Barry N.; Newell, David B. (2008). «CODATA Recommended Values of the Fundamental Physical Constants: 2006». Reviews of Modern Physics 80: 633-730. doi:10.1103/RevModPhys.80.633. Enlace directo.

Enlaces externos

• 1996 definition of the Avogadro constant from the IUPAC Compendium of Chemical Terminology ("Gold Book")
• Some Notes on Avogadro's Number, 6.022×10²³ (historical notes)
• An Exact Value for Avogadro's Number -- American Scientist
• Avogadro and molar Planck constants for the redefinition of the kilogram
• Esta obra contiene una traducción derivada de «Avogadro constant» de Wikipedia en inglés, publicada por sus editores bajo la Licencia de documentación libre de GNU y la Licencia Creative Commons Atribución-CompartirIgual 4.0 Internacional.

• Datos: Q6203
• Multimedia: Avogadro's number / Q6203