Avogadro, Amedeo Carlo (1776-1856).
Físico italiano, nacido en Turín el 9 de agosto de 1776 y muerto el 9 de junio de 1856, que formuló la hipótesis de que en determinadas condiciones de presión y temperatura, un mol de cualquier gas debe ocupar un volumen determinado. (Véase Número de Avogadro).
Perteneciente a una familia aristocrática -su nombre completo es Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro di Quaregna e Ceretto, conde de Quaregna- en 1792 se doctoró en Leyes y ejerció durante algunos años, sin embargo a partir de 1800 se empieza a aficionar a las ciencias, haciéndose profesor de Física en el Real Colegio de Vercelli y en 1822 de Físico-Matemáticas en la Universidad de Turín.
Partiendo de las investigaciones de Gay-Lussac (1778-1850) sobre la combinación de los gases en proporciones definidas de volúmenes y de la teoría de Dalton (1776-1844) según la cual toda sustancia química estaba compuesta por un conglomerado de partículas idénticas para cada tipo de sustancia y distintas para cada tipo de sustancias distintas, a las que llamó átomos; en 1811 Avogadro sugiere la hipótesis de que las partículas componentes de los gases no eran exactamente los átomos de la teoría de Dalton, sino agrupaciones de átomos a las que llamó moléculas, y que volúmenes iguales de gases distintos, en las mismas condiciones de presión y temperatura, debían contener el mismo número de moléculas.
De esta manera pudo explicar porqué al combinarse un litro de oxígeno y dos de hidrógeno, se producían dos litros de vapor de agua en vez de uno. La respuesta esgrimida por este científico fue que bajo condiciones normales, las moléculas de oxígeno e hidrógeno contienen cada una dos átomos (llamados por él moléculas elementales), y no sólo uno, lo que doblaba el número de hidrógeno y oxígeno por litro y por consiguiente, el número de moléculas de agua y de volumen de vapor de agua producido a partir de determinados volúmenes de hidrógeno y oxígeno. Por tanto una molécula de agua contenía un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno (como determinaría Gay -Lussac), y no uno de cada como había predicho Dalton, la reacción química en la producción del agua era : 2H2+O2 --> 2H2O
La hipótesis de Avogadro establece, en esencia, que el volumen ocupado por una cierta masa de gas en unas condiciones determinadas de presión y temperatura, no depende de la clase de moléculas que lo compongan, sino solamente del número de ellas que contenga.
La teoría de Avogadro fue una intuición brillante que hoy se puede explicar a través de la teoría cinética de los gases (ver gas.) Pero en la época de Avogadro sólo podía justificarse de manera empírica, es decir, mostrando que funcionaba; y si esto era así se deberían obtener fórmulas químicas para cada uno de los componentes gaseosos, al igual que se podía predecir la del agua. Tal comprobación suponía que en todas las reacciones debería lograrse siempre el mismo peso atómico para un elemento dado. De ser incorrecta, la hipótesis llevaría a fórmulas químicas equivocadas para distintos compuestos, y por consiguiente, a pesos atómicos incoherentes para reacciones diferentes. Avogadro se sirvió de fórmulas químicas deducidas de su hipótesis para determinar varios pesos atómicos con bastante precisión.
Durante el siglo XIX, los químicos decidieron tomar como referencia, para expresar las cantidades de sustancia que intervienen en una reacción química, la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de moléculas que moléculas de oxígeno hay en 32 g de gas. Esta cantidad de sustancia (que supone un número de gramos distinto para cada sustancia) fue llamad mol y su definición ha sido posteriormente revisada. El número de moléculas que contienen un mol de cualquier sustancia se desconocía entonces y se le designó con el nombre de número de Avogadro (NA), quien careció siempre de recursos necesarios para calcularlo y su determinación tuvo que esperar hasta que en 1900 el francés Jean Perrin, obtuvo un valor aproximando del mismo. El valor más preciso del número de Avogadro es el de 6,022472·1023 moléculas/mol.
Según la hipótesis de Avogadro, si todos los moles de gas tienen el mismo número de moléculas (NA), un mol de cualquier gas, en unas determinadas condiciones de presión y temperatura, debe ocupar un volumen determinado, independientemente de la clase de gas que se trate. Avogadro dedujo que el volumen ocupado por un mol de gas en condiciones normales de presión y temperatura (273,16ºK y 1atm) o volumen molar era de 22,4 litros.
Fue un hombre de gran sentido científico y de una excepcional modestia y murió si haber podido presenciar el triunfo de sus descubrimientos, pues su teoría no fue divulgada y aceptada hasta el año 1860 , año en el que otro gran físico italiano, Cannizaro, la presentó en el Congreso Internacional de Química de Karlsruhe. Pero durante medio siglo su hipótesis permaneció ignorada, y la distinción entre átomos y moléculas de elementos gaseosos importantes no estaba definida claramente en el pensamiento de muchos químicos, persistiendo así la incertidumbre acerca de los pesos atómicos de algunos de los elementos más importantes.
En 1811 publicó una memoria titulada "Ensayo sobre la manera de determinar la masa relativa de las moléculas elementales de los cuerpos y la proporción según la cual entran en esta combinación", con la que fundaba la moderna teoría del átomo y de la molécula. También explico sus teoría en el "Tratado de la constitución general de los cuerpos" (1837-41); escribió numerosas memorias acerca de la física molecular y la conductibilidad eléctrica de los líquidos.
Bibliografía
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MAHAN, Bruce H., Química. Curso Universitario, Massachusetts, EUA, Fondo Educativo Interamericano, 1977.
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ALONSO, Marcelo y FINN, Edward J., Física, México DF, Fondo Educativo Interamericano, 1976.
MJP
