Avogadro

Ensayo sobre el número de Avogadro

En este ensayo se hablará sobre el número de Avogadro; se brindará su definición y se darán opiniones acerca del por qué se considera importante para el mundo de la química y el estudio de la naturaleza.

La masa de un átomo depende del número que contiene de electrones, protones y neutrones.

Tabla 1. Partículas subatómicas

Partícula Símbolo Carga eléctrica Masa relativa (uma) Masa (g)

Electrón e- 1- 1/1837 9.10953 x 10-28 g

Protón p+ 1+ 1 1.67265 x 10-24 g

Neutrón n 0 1 1.67495 x 10-24 g

El conocimiento de la masa de un átomo es importante para el trabajo en el laboratorio. Sin embargo, los átomos son partículas extremadamente pequeñas y obviamente no es posible pesar uno sólo de ellos, por lo tanto, existen métodos experimentales para determinar su masa en relación con la de otro. El primer paso consiste en asignar un valor a la masa de un átomo de un elemento determinado para utilizarlo como referencia. Por acuerdo internacional, la masa atómica es la masa de un átomo, en unidades de masa atómica (uma). Una unidad de masa atómica se define como una masa exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12. El carbono-12 es el isótopo del carbono que tiene seis protones y seis neutrones. Al fijar la masa del carbono-12 como 12 uma se tiene el átomo que se utiliza como referencia para medir la masa atómica de los demás elementos.

La mayoría de los elementos de origen natural tienen más de un isótopo. Esto significa que al medir la masa atómica de un elemento, por lo general se sebe establecer la masa promedio de la mezcla natural de los isótopos.

Los isótopos son átomos de un mismo elemento que se diferencian por la cantidad de neutrones que poseen en su núcleo; así por ejemplo, un átomo neutro de carbono posee 6 electrones y 6 protones, pero podría tener 5, 6, 7, 8 o más neutrones; así, se tendrían átomos diferentes de carbono, a los cuales se les denomina isótopos del carbono, y se les denota como C11, C12, C13 y C14 respectivamente.

Observando los datos de la tabla 1, me doy cuenta que las masas de las partículas subatómicas que componen a un átomo son extremadamente pequeñas, por lo tanto, pesar un átomo por si sólo me parece una tarea imposible. Me parece buena la idea de que se utilice una medida como patrón de referencia para pesar los átomos de los elementos, sin embargo, no me quedó del todo claro por qué se utilizó un átomo de carbono y no de otro elemento, así que investigué al respecto. Comparando diferentes fuentes, todas arrojaron la misma cosa: el carbono-12 es la forma estable del carbono y es la más abundante en la naturaleza. El hecho de que se utilice el carbono-12 tiene bastante sentido, siendo que es el isotopo más abundante en la naturaleza, por lo tanto, quedo convencida al respecto.

Las unidades de masa atómica constituyen una escala relativa de las masas de los elementos. Pero, debido a que los átomos tienen masas tan pequeñas, no es posible diseñar una balanza para pesarlos utilizando unidades calibradas de masa atómica. En cualquier situación real se manejan muestras macroscópicas que contienen una enorme cantidad de átomos. Por consiguiente, es conveniente

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