3 QUIMICA Schaum

LA LEY DE LOS GASES
IDEALES Y LA
TEORÍA CINÉTICA
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HIPÓTESIS DE AVOGADRO
La hipótesis de Avogadro establece que volúmenes iguales de gases bajo las mismas condiciones de temperatura y
presión contienen la misma cantidad de moléculas. Si ése es el caso, 1 L de oxígeno contiene la misma cantidad de
moléculas que 1 L de hidrógeno, o de cualquier otro gas. De la misma forma, 1 pie 3 de helio contiene la misma cantidad
de moléculas que 1 pie 3 de nitrógeno, o de cualquier otro gas. Naturalmente, esos gases deben medirse bajo las
mismas condiciones de temperatura y presión.
La hipótesis de Avogadro se puede aplicar a problemas de las masas relativas de moléculas de dos gases, y si una
se conoce, la otra se puede determinar, como se muestra en el ejemplo 1.
EJEMPLO 1 En condiciones normales, 1 L de oxígeno pesa 1.43 g y 1 L de un gas desconocido que, se sabe, contiene carbono
y oxígeno (C x O y ) pesa 1.25 g. Al aplicar la hipótesis de Avogadro se puede establecer que 1 L de C x O y contiene la misma cantidad
de moléculas que 1 L de O 2 (ambos casos, en condiciones normales). Eso también indica que una molécula de C x O y pesa 1.25/1.43
veces lo que una molécula de oxígeno. De acuerdo con la tabla periódica, el O 2 pesa 32 gramos por mol, y entonces se puede
calcular la masa del C x O y .
1.25 g/L
× 32 g/mol = 28 g/mol
1.43 g/L
Parece como si ese compuesto, C x O y , fuera monóxido de carbono (C + O = 12 + 16 = 28 g/mol). Esta técnica se puede aplicar
para determinar la masa atómica, en especial la de los elementos más ligeros. Se pueden usar hasta experimentos de densidad de
gases, junto con datos de composición química y masas atómicas conocidas, para establecer la masa molecular, lo que permite
conocer la fórmula molecular de un gas.
EJEMPLO 2 Un hidruro de silicio, cuya fórmula empírica es SiH 3 (unos 31 g/fórmula empírica), tuvo una densidad aproximada
de gas, en condiciones normales, de 2.9 g/L. Al compararlo con el oxígeno, cuya masa molecular y densidad se conocen, la masa
molecular del hidruro es:
2.9 g/L
× 32 g/mol = 65 g/mol
1.43 g/L
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