En el año 1811, el químico italiano Amedeo Avogadro (1776-1856) propone una explicación para la relación entre el número de moléculas de gases y el volumen ocupado por ellos. Según la hipótesis de Avogadro o principio de Avogadro, volúmenes iguales de gases que se encuentran bajo las mismas condiciones de presión y temperatura tienen el mismo número de moléculas.
Esto significa que independientemente de la naturaleza del gas y del tamaño de sus moléculas, el volumen que ocupará será proporcional al número de moléculas en la botella. Por ejemplo, si tenemos dos frascos, uno que contiene el gas de hidrógeno (H2) y el otro que contenga dióxido de carbono (CO2), siendo el volumen de dos iguales, eso significará que hay la misma cantidad de moléculas en ambos frascos.
Esto ocurre porque el tamaño de las moléculas gaseosas se considera insignificante en comparación con la distancia entre ellos.
Por lo tanto, cuando consideramos las condiciones normales de temperatura y presión, en el que la presión es igual a 1 atm y la temperatura es de 273 K (0 °C), tenemos que el volumen ocupado por un mol de cualquier gas será siempre de 22,4 l. Este valor corresponde al volumen molar de los gases.
Si tenemos en cuenta las condiciones ambientales de temperatura y presión, en el cual la presión también es de aproximadamente 1 atm, pero la temperatura es de 298 K (25 °C), el volumen molar es de 25 L.
Por lo tanto, si tenemos 1 mol de gas de hidrógeno y 1 mol de dióxido de carbono en dos recipientes separados, podemos concluir que ambos ocupan el volumen de 22,4 l en las condiciones normales de temperatura y presión. El número de moléculas de ellos también es el mismo, teniendo en cuenta que 1 mol de cualquier gas es siempre 6.0. 1023 (número de Avogadro).
La diferencia está sólo en la masa, puesto que la cantidad y el tipo de átomo de cada molécula son diferentes. En el caso de 1 mol de H2, tenemos una masa total de 2 g, mientras en 1 mol de CO2 tenemos la masa de 44 g.
