HIPOTESIS DE AVOGADRO

La Hipótesis de Avogadro  es una de las leyes de los gases ideal es la cual nos va  a decir que en condiciones iguales de presión, volumen y temperatura el número de partículas de gas encerradas en un recipiente seran las mismas, independientemente del gas del que estemos hablando. También acepta los gases como moléculas elemento diatómicas para poder llegar a explicar la formación de agua vapor a partir de hidrógeno y oxígeno. 
Toma el nombre de Amedeo Avogadro, quien en 1811 afirmó que:
'En iguales condiciones de presión y temperatura las densidades relativas de los cuerpos gaseosos son proporcionales a sus pesos atómicos.1 '
Y sugirió la hipótesis:
'Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas'

Por partículas debemos entender aquí moléculas, ya sean éstas poliatómicas (formadas por varios atomos, como O2, CO2 o NH3) o monoatómicas (formadas por un solo atomo, como He, Ne o Ar).
Esta hipótesis, aunque parece razonable, no fue aceptada por la comunidad científica. Como veremos ahora suponía una contradicción entre la Teoría de Dalton de las moléculas sencillas y las medidas de Gay-Lussac en reacciones gaseosas.

Los gases ideales cumplen la hipótesis de Avogadro que establece que 'una cantidad de cualquier tipo de gas, en un mismo volumen, a la mismatemperatura y la misma presión, contiene el mismo número de moléculas, independientemente del tipo de gas que sea'.
En condiciones normales (0ºC y 1 atm), 1 mol de gas ideal (que contiene NA moléculas), ocupa 22,4 litros, independientemente del tipo de gas que haya dentro del recipiente.
El volumen de un gas ideal en unas determinadas condiciones de presión y temperatura, se calcula a través de la ecuación general de los gases ideales.
Por ejemplo: si aumentamos la cantidad de gas va a haber mayor número de moléculas aumentara la frecuencia de los choques con las paredes del recipiente lo que implica (por un instante) que la presión dentro del recipiente es mayor que la exterior y esto provoca que el émbolo se desplace hacia arriba inmediatamente. Al haber ahora mayor distancia entre las paredes (es decir, mayor volumen del recipiente) el número de choques de las moléculas contra las paredes disminuye y la presión vuelve a su valor original.
Por lo tanto podemos expresar la ley de Avogadro así:

(El cociente entre el volumen y la cantidad de gas es constante)
Supongamos que tenemos una cierta cantidad de gas n1 que ocupa un volumen V1 al comienzo del experimento. Si variamos la cantidad de gas hasta un nuevo valor n2, entonces el volumen cambiara a V2, y se cumplira:

Que es otra manera de expresar la ley de Avogadro.


MASA ATOMICA

La masa atómica (ma) es la masa de un atomo cuando se compara con unatomo de referencia, C12.

La masa atómica puede ser considerada como la masa total de protones y neutrones en un solo atomo. La masa atómica es algunas veces usada incorrectamente como un sinónimo de masa atómica relativa.


MASA ATOMICA RELATIVA

La masa atómica relativa es un sinónimo para peso atómico. Un peso atómico o masa atómica relativa de un elemento de una fuente especificada es la razón de la masa media por atomo del elemento a 1/12 de la masa de un atomo 12C. La media ponderada de las masas atómicas de todos los atomos de un elemento químico encontrados en una muestra particular, ponderados por abundancia isotópica.

Las unidades de masa atómica (u) se define como 1/12 de la masa del isótopo C12.


MASA MOLECULAR RELATIVA

La masa molecular relativa es un número que indica cuantas veces mayor es la masa de una molécula de una sustancia con respecto a la unidad de masa atómica. Su unidad es el Dalton o unidad de masa atómica, que se abrevia u (antes uma).
La masa molecular se determina sumando las masas atómicas relativas de los elementos cuyos atomos constituyen una molécula de dicha sustancia. A pesar de que se sigue diciendo popularmente peso molecular, el término correcto es masa molecular. La masa molar de una sustancia coincide numéricamente con la masa molecular, aunque son cosas distintas.

Por ejemplo: la masa molecular del H2O sera:

1,00794 x 2 + 15,9994 = 18,015128u
(masa atómica del H: 1,00797, masa atómica del O: 15,9994)



MASA MOLAR

La masa molar (símbolo M) de un atomo o una molécula es la masa de un mol de dicha partícula expresada en gramos. Es una propiedad física característica de cada sustancia pura. Sus unidades en química son los gramos por mol (g/mol).

Podríamos decir que la masa molar es lo mismo que la masa molecular pero en vez de estar en unidad de masa atómica (u) esta en gramos/mol.

Seguimos con el ejemplo del H2O: La masa molar del agua es:

masa molar de H = 1 g x 2 atomos = 2
masa molar de 0 = 16 g 1 atomo = 16

Total = 18 g /mol.

MOL
El mol (símbolo: mol) es la cantidad de sustancia que contiene tantos atomos, moléculas, etc como las que hay en 12 g de C12.
La cantidad correspondiente a 1 mol es 6,022 x 10 elevado 23.

VOLUMEN MOLAR
Es el volumen que ocupa un mol de cualquier gas en condiciones normales de temperatura y presión y equivale a 22.4  litros. Este volumen es igual al de un cubo que mide 28. 2  cm por lado.
22.4 litros es el volumen que ocupa un mol de cualquier gas en condiciones normales
Condiciones Normales:
Temperatura =  0 °C = 273 °K
Presión  = 1 atmósfera = 760 mmHg
El volumen molar contiene el número de Avogadro de moléculas del gas. Así, tomando como ejemplo al oxígeno:
1 mol de O2 =  32  g. = 22.4  litros en CN = 6.023 X 10 23moléculas de O2


FORMAS DE EXPRESION DE CONCENTRACION

La concentración es la proporción o relación que hay entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolvente, donde el soluto es la sustancia que se disuelve, el disolvente la sustancia que disuelve al soluto, y la disolución es el resultado de la mezcla homogénea de las dos anteriores. A menor proporción de soluto disuelto en el disolvente, menos concentrada esta la disolución, y a mayor proporción mas concentrada esta. 

El término también es usado para hacer referencia al proceso de concentración, aumentar la proporción de soluto en el disolvente, inverso al de dilución.

La concentración se puede expresar en varias formas como:
Molaridad
La molaridad se refiere al número de moles de soluto que estan presentes por litro de solución.  Por ejemplo, si una solución tiene una concentración molar de 2.5M, sabemos que hay 2.5 moles de soluto por cada litro de solución.  Es importante notar que el volumen de solvente no es tomado en cuenta sino el volumen final de la solución.
 Molalidad
Expresa el número de moles de soluto por kilogramos de solvente utilizados en la preparación de la solución.  Si una solución tiene una concentración de 1.5 m, sabemos que contiene 1.5 moles de soluto por cada kilogramo de solvente. En esta unidad, no es importante la cantidad final de solución que se obtiene. 
Molalidad = moles de soluto / kilogramos de solvente
m = mol soluto /  kg  solvente
Normalidad
Lanormalidad es una medida de concentración que expresa el número de equivalentes de soluto por  litro de solución.  La definición de equivalentes de soluto depende del tipo de reacción que ocurre.  Para reacciones entre acidos y bases, el equivalente es la masa de acido o base que dona o acepta exactamente un mol de protones (iones de hidrógeno). 
Normalidad = equivalentes gramo de soluto / litros de solución
N = equivalentes g soluto / L solución
Gramos por litro
Indica la masa en gramos disuelta en cada litro de disolución. Tiene la ventaja de ser una concentración expresada en unidades directamente medibles para el tipo de disoluciones mas frecuentes en química (las de sólidos en líquidos). La balanza expresa la medida de la masa de soluto en gramos y los recipientes de uso habitual en química indican el volumen de líquido contenido en litros o en sus submúltiplos. Su calculo es, pues, inmediato:

Tanto por ciento en peso
Expresa la masa en gramos de soluto disuelta por cada cien gramos de disolución. Su calculo requiere considerar separadamente la masa del soluto y la del disolvente:

Siendo la masa de la disolución la suma de la del soluto y la del disolvente.
Fracción molar
Moles del soluto respecto al número total de moles de la disolución.Esta escala se define así:

Donde XA es la fracción molar de la especie A. En el caso de disoluciones binarias se cumple que: Xsoluto = 1 - XdisolventeTanto por ciento en Volumen
Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada cien partes de disolución. Si 10 mL de alcohol se disuelven en agua para hacer 200 mL de disolución, ¿cual es su concentración?
%V = [(10 mL de soluto)/(200 mL de disolución)] x 100 = 5% en Volumen
Partes por millón (ppm)

 Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada millón de partes de disolución. Esta escala se emplea para disoluciones muy diluidas. En el caso del agua, se considera que las ppm de disoluciones muy diluidas es el número de mg de soluto por litro de disolución. Nótese que esta mezcla volumen y masa, que para el agua es correcto.