Ley de Avogadro

Qué es la ley de Avogadro

La ley de Avogadro —denominada también hipótesis de Avogadro o principio de Avogadro— enuncia que, a temperatura y presión constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional a la cantidad de sustancia (expresada en moles) que lo compone. Dicho de otro modo: si se toman dos recipientes del mismo volumen, a la misma temperatura y presión, y se llenan uno con oxígeno y otro con nitrógeno, ambos contendrán exactamente el mismo número de moléculas, aunque la masa total de cada recipiente sea distinta.

El nombre de la ley honra a Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro, conde de Quaregna e Cerreto (Turín, 1776-1856). Avogadro se formó inicialmente como abogado —de hecho, ejerció el derecho eclesiástico durante varios años— antes de volcarse en las matemáticas y la física a partir de 1800. No se conserva en el nombre de la ley ninguna raíz griega o latina con significado médico propio: "Avogadro" es un apellido patronímico italiano vinculado al oficio de abogado (del latín advocatus, "el que es llamado en auxilio"), lo cual resulta irónico para quien acabaría dedicando su vida a las ciencias experimentales.

En 1811, Avogadro publicó en el Journal de Physique, de Chimie et d'Histoire Naturelle un artículo en el que proponía su hipótesis para resolver la contradicción aparente entre la teoría atómica de Dalton y la ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac. Su idea fue recibida con indiferencia. No sería hasta 1860 —cuatro años después de la muerte de Avogadro— cuando el también italiano Stanislao Cannizzaro presentó en el Congreso de Karlsruhe un sistema lógico de pesos atómicos basado en aquella hipótesis olvidada, y la comunidad científica reconoció al fin su valor.

El volumen molar y la constante de Avogadro

Una consecuencia directa de la ley es que un mol de cualquier gas ideal ocupa siempre el mismo volumen cuando las condiciones de temperatura y presión son las mismas. En condiciones estándar (0 °C y 1 atmósfera), ese volumen molar es de aproximadamente 22,4 litros, con independencia de la naturaleza del gas. Da igual que sea helio, dióxido de carbono o vapor de agua: 22,4 litros de cualquiera de ellos contienen el mismo número de moléculas.

Ese número —6,022 × 10²³ entidades por mol— se conoce hoy como constante de Avogadro (N_A). Desde 2019, tras la revisión del Sistema Internacional de Unidades, la constante de Avogadro dejó de derivarse experimentalmente y pasó a ser una cifra exacta fijada por convención: 6,022 140 76 × 10²³ mol⁻¹. La propia definición del mol se reformuló en esos mismos términos: un mol contiene exactamente ese número de entidades elementales, ya sean átomos, moléculas o iones.

Aplicación en fisiología y bioquímica clínica

Aunque la ley de Avogadro es un enunciado de la física, sus implicaciones recorren la práctica médica de un modo tan constante que a menudo pasa inadvertido. La gasometría arterial, por ejemplo, mide las presiones parciales de oxígeno y dióxido de carbono en sangre; el cálculo de esas presiones descansa sobre la ley de los gases ideales, cuya formulación combina la ley de Avogadro con las de Boyle, Charles y Gay-Lussac. Sin la proporcionalidad entre cantidad de sustancia y volumen que Avogadro postuló, la ecuación PV = nRT carecería de uno de sus términos.

En el laboratorio de bioquímica, las concentraciones de electrolitos, glucosa y creatinina se expresan en milimoles por litro (mmol/L) o en miliosmoles. Y la farmacología calcula las dosis de muchos fármacos —sobre todo los de uso intravenoso— en función de su masa molar, un concepto que solo tiene sentido porque la constante de Avogadro permite traducir la masa de una sustancia al número de moléculas que la componen. Los kilodaltons con los que se expresan las masas de las proteínas son, en última instancia, la inversa de esa misma constante.

Diferenciación con la ley de Dalton y la ley de Henry

La ley de Avogadro se refiere a la relación entre volumen y cantidad de sustancia de un gas; no debe confundirse con la ley de las presiones parciales de Dalton, que describe cómo la presión total de una mezcla de gases es la suma de las presiones que cada gas ejercería si ocupase el volumen completo por separado. En fisiología respiratoria, la ley de Dalton explica por qué el gas alveolar tiene una presión parcial de oxígeno distinta a la del aire atmosférico, mientras que la de Avogadro subyace al cálculo del volumen de gas intercambiado.

Tampoco es lo mismo que la ley de Henry, que cuantifica cuánto gas se disuelve en un líquido en función de la presión parcial de ese gas sobre la superficie del líquido. La ley de Henry tiene aplicación directa en la medicina hiperbárica y en la comprensión del embolismo gaseoso; la de Avogadro opera un paso antes: establece cuántas moléculas hay en un volumen dado de gas antes de que ese gas entre en contacto con la sangre u otro líquido biológico.

Preguntas frecuentes

¿De dónde viene el nombre de la ley de Avogadro?

Del físico y matemático italiano Amedeo Avogadro (1776-1856), quien propuso la hipótesis en 1811. Su apellido deriva del latín advocatus, "abogado" o "el llamado en auxilio", porque la familia tenía una larga tradición en el derecho eclesiástico. El propio Avogadro ejerció como jurista antes de dedicarse a la ciencia.

¿Es lo mismo la ley de Avogadro que el número de Avogadro?

No exactamente. La ley enuncia que volúmenes iguales de gases, en las mismas condiciones, contienen el mismo número de moléculas. El número (o constante) de Avogadro es la cifra concreta —6,022 × 10²³— que indica cuántas entidades hay en un mol de cualquier sustancia. La constante es una consecuencia cuantitativa de la ley, pero la ley se formuló más de un siglo antes de que se determinara ese valor numérico con precisión.

¿Se cumple siempre la ley de Avogadro?

Solo se cumple de manera exacta para los llamados gases ideales, que son un modelo teórico. Los gases reales se desvían del comportamiento ideal, sobre todo a presiones altas y temperaturas bajas, cuando las interacciones entre las moléculas y el volumen propio de cada una dejan de ser despreciables. Aun así, en las condiciones habituales en que trabaja la fisiología humana —temperatura corporal de unos 37 °C y presión atmosférica— la aproximación es más que suficiente para los cálculos clínicos.

¿Por qué aparece esta ley en un diccionario médico?

Porque sin ella no existirían conceptos tan cotidianos en medicina como el mol, la molaridad, el milimol o la presión parcial de un gas. Cada vez que un laboratorio clínico informa de una concentración en mmol/L, o que una gasometría expresa la presión parcial de oxígeno en mmHg, está utilizando —aunque sea de forma implícita— el marco que Avogadro estableció hace más de dos siglos.

Referencias

1. Encyclopædia Britannica. Avogadro's law. Definition, explanation, and facts.
2. Encyclopædia Britannica. Amedeo Avogadro. Italian physicist.
3. Real Academia Española. Mol. Diccionario de la lengua española.
4. International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC). A new definition of the mole has arrived.