Zasada sformułowana w 1811 rwłoski chemik Amadeo Avogadro (1776–1856) stwierdza: przy tej samej temperaturze i ciśnieniu ta sama liczba cząsteczek będzie zawarta w równych objętościach gazów, niezależnie od ich charakteru chemicznego i właściwości fizycznych. Liczba ta jest stałą fizyczną liczbowo równą liczbie cząsteczek, atomów, elektronów jonów lub innych cząstek zawartych w jednym molu. Później hipoteza Avogadro, potwierdzona dużą liczbą eksperymentów, została uznana za idealne gazy za jedno z podstawowych praw, które pojawiły się w nauce pod nazwą prawa Avogadro, a wszystkie jej konsekwencje są oparte na twierdzeniu, że mol dowolnego gazu, w przypadku identycznych warunków, będzie zajmował tę samą objętość, zwany trzonowym.
Sam Amadeo Avogadro zasugerował, że to fizycznestała jest bardzo dużą ilością, ale tylko wiele niezależnych metod, nawet po śmierci naukowca, umożliwiło eksperymentalne ustalenie liczby atomów zawartych w 12 g (jest jednostką atomową masy węgla) lub w objętości molowej gazu (przy T = 273,15 K ip = 101,32 kPa), równej 22,41 litra. Zwyczajowo wyznacza się stałą NA lub rzadziej L. Nazwa pochodzi od naukowca - liczba Avogadro i wynosi około 6,022 • 1023. Jest to liczba cząsteczek dowolnego gazu w objętości 22,41 l, tak samo jest dla światła gazy (wodór) i dla ciężkich gazów (dwutlenek węgla). Prawo Avogadro można wyrazić matematycznie: V / n = VM, gdzie:
- V jest objętością gazu;
- n jest ilością substancji, która jest stosunkiem masy substancji do jej masy molowej;
- VM jest stałą proporcjonalności lub objętości molowej.
Amadeo Avogadro należał do szlachcicarodzina mieszkająca w północnych Włoszech. Urodził się 08/09/1776 w Turynie. Jego ojciec, Filippo Avogadro, był członkiem sądownictwa. Nazwisko w średniowiecznym dialekcie weneckim oznaczało prawnika lub urzędnika, który wchodził w interakcje z ludźmi. Zgodnie z istniejącymi wówczas tradycjami odziedziczono stanowiska i zawody. Dlatego w wieku 20 lat Amadeo Avogadro uzyskał stopień naukowy, stając się doktorem prawa (kościół). Zaczął studiować fizykę i matematykę w wieku 25 lat. W swojej działalności naukowej badał zjawiska elektryczne i badania w dziedzinie elektrochemii. Avogadro wszedł jednak do historii nauki, stanowiąc bardzo ważny dodatek do teorii atomu: wprowadził pojęcie najmniejszej cząstki substancji (cząsteczki), która może istnieć niezależnie. Było to ważne dla wyjaśnienia prostych relacji objętościowych między gazami, które weszły w reakcję, a prawo Avogadro stało się bardzo ważne dla rozwoju nauki i było szeroko stosowane w praktyce.
Ale tak się nie stało.Prawo Avogadro zostało uznane przez niektórych chemików dekady później. Przeciwnicy włoskiego profesora fizyki zostali pobici przez tak znane i uznane autorytety naukowe, jak Berzelius, Dalton, Davy. Ich nieporozumienia doprowadziły do wielu lat kontrowersji dotyczących wzoru chemicznego cząsteczki wody, ponieważ uważano, że nie należy pisać H2O, ale HO lub H2O2. I tylko prawo Avogadro pomogło ustalić skład cząsteczek wody i innych prostych i złożonych substancji. Amadeo Avogadro twierdził, że cząsteczki prostych pierwiastków składają się z dwóch atomów: O2, H2, Cl2, N2. Z tego wynikało, że reakcję wodoru i chloru, prowadzącą do powstania chlorowodoru, można zapisać jako: Cl2 + H2 → 2HCl. Gdy jedna cząsteczka Cl2 oddziałuje z jedną cząsteczką H2, powstają dwie cząsteczki HCl. Objętość, którą zajmie HCl, powinna być dwa razy większa niż objętość każdego ze składników, które weszły w reakcję, to znaczy powinna być równa ich całkowitej objętości. Dopiero od 1860 r. Prawo Avogadro zaczęło być aktywnie stosowane, a jego konsekwencje pozwoliły ustalić prawdziwe wartości mas atomowych niektórych pierwiastków chemicznych.
Jednym z głównych wniosków dokonanych na jego podstawie było równanie opisujące stan gazu idealnego: p • VM = R • T, gdzie:
- VM jest objętością molową;
- p oznacza ciśnienie gazu;
- T jest temperaturą absolutną, K;
- R jest uniwersalną stałą gazu.
Obowiązuje również zjednoczone prawo gazowekonsekwencja prawa Avogadro. Przy stałej masie materii wygląda jak (p • V) / T = n • R = const, a jej forma zapisu: (p1 • V1) / T1 = (p2 • V2) / T2 pozwala na obliczenia, gdy gaz przechodzi z jednego stanu (wskazane przez indeks 1) do innego (z indeksem 2).
Prawo Avogadro zezwoliło na uczynienie drugiegoważny wniosek, który otworzył drogę do eksperymentalnego określenia mas cząsteczkowych tych substancji, które nie ulegają rozkładowi po przejściu do stanu gazowego. M1 = M2 • D1, gdzie:
- M1 jest masą molową pierwszego gazu;
- M2 jest masą molową drugiego gazu;
- D1 jest gęstością względną pierwszego gazu,który jest ustalany przez wodór lub powietrze (przez wodór: D1 = M1 / 2, przez powietrze D1 = M1 / 29, gdzie 2 i 29 to odpowiednio masy molowe wodoru i powietrza).
