Principio de Avogadro. Lorenzo Romano Amadeo Carlo Avogadro estable el principio según el cual, 2 volumenes iguales de un gas, sea del tipo que sea, expuestos a la misma presión y temperatura contendran el mismo número de moléculas. Esta relación permitió calcular el diámetro de un átomo, aproximadamente de 0,00000008 cm
Avogadro, profesor de la Universidad de Turín, interpretó en los resultados de Gay-Lussac diciendo que dos volúmenes de gas en idénticas condiciones de presión y temperatura contenían el mismo número de partículas del gas, a las que bautizó como moléculas. Entonces, el hecho de que dos volúmenes de hidrógeno se combinen con uno de oxígeno para formar agua indica que la molécula de agua contiene el doble de átomos de hidrógeno que de oxígeno, pero ¿por qué el resultado son dos volúmenes de vapor de agua y no uno? Avogadro encontró que esto se debía a que, en condiciones normales, el gas de hidrógeno y el de oxígeno están compuestos de moléculas que contienen dos átomos (que él denominó moléculas elementales). De esta manera se introdujo el concepto de peso molecular, como la suma de los pesos atómicos de los elementos que componen la molécula. Avogadro utilizó su idea de un número constante de partículas en un mismo volumen de cualquier gas, a temperatura y presión fija, para deducir la fórmula química de una serie de compuestos químicos. En esta labor fue conveniente utilizar como unidad de medida el mol, que es el número de gramos de un compuesto, igual a su peso molecular. Por ejemplo, un mol de agua pesa 18 gramos (2 de los dos átomos de hidrógeno y 16 del átomo de oxígeno). El número de moléculas por mol, de acuerdo con Avogadro, debe ser siempre el mismo, independientemente de la complejidad de la molécula. A este número se le conoce como número de Avogadro, a pesar de que él nunca supo su magnitud. Pasó más de medio siglo antes que alguien lograra tener una idea exacta del enorme valor de la fórmula: 6.02 X 1023 moléculas/mol
Siguiendo la receta de Avogadro fue posible deducir la fórmula química de un gran número de compuestos. Durante el resto del siglo XIX, estas fórmulas sirvieron para deducir relaciones entre los pesos atómicos (relativos al hidrógeno) de los elementos que forman los compuestos, tal como Dalton pretendió hacer en un principio. Como confirmación de las ideas de Avogadro, se encontró que el peso atómico de un mismo elemento contenido en diferentes compuestos químicos es siempre el mismo. Si la hipótesis de Avogadro fuera errónea, las fórmulas químicas que de ella se derivaron difícilmente darían resultados consistentes respecto a los pesos atómicos. El éxito del método para predecir las proporciones necesarias en la preparación de compuestos químicos sirvió de apoyo a los pocos físicos y químicos que, hacia finales del siglo, aceptaban la existencia de los átomos.
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