A pressão e temperatura constantes, volumes iguais de gases ideais contêm o mesmo número de partículas (átomos ou moléculas).

Como tal, pode-se concluir que o número de partículas existentes num determinado volume de gás é independente do seu tamanho ou massa. Tal implica que iguais volumes de dioxigénio e dicloro, por exemplo, desde que apresentem comportamento de gás ideal e estejam à mesma pressão e temperatura, contêm o mesmo número de moléculas. No caso de um gás real, podem ocorrer desvios mais ou menos significativos conforme o grau de afastamento das condições de gás ideal. A lei de Avogadro pode traduzir-se matematicamente por V = n \(\cdot\) k\(\rightarrow\)V \(\propto\)n, a pressão e temperatura constantes (k é uma constante; no caso de se tratar de um gás ideal, k = RT/p). Assim, é possível estabelecer-se uma relação matemática entre uma quantidade de substância inicial de gás (n_i) e o volume por ele ocupado (V_i) com os correspondentes valores finais (n_f e V_f, respetivamente), após a adição/remoção de uma nova quantidade de gás ou um aumento/diminuição do volume, mantendo a pressão e temperatura constantes. Atendendo a que V_i/n_i = k = V_f/n_f, verifica-se que:

\(\frac{V_i}{n_i}=\frac{V_f}{n_f}\Leftrightarrow\frac{V_i}{V_f}=\frac{n_i}{n_f}\Leftrightarrow V_in_f=V_fn_i\)

Como consequência da lei de Avogadro, o volume de uma mole de qualquer gás com comportamento de gás ideal é sempre o mesmo, a uma determinada pressão e temperatura. De facto, nas condições PTN (pressão e temperatura normais: 1,33322 × 10⁵ Pa ou 1 atm e 273,15 K ou 0 ºC), o volume molar de um gás ideal é 22,40 dm³ (ou L).

Foi Amedeo Avogadro, um físico italiano que viveu nos séculos XVIII e XIX, quem primeiro verificou, em 1811¹ , a relação existente entre estas variáveis. Apoiado no seu trabalho sobre os gases e no trabalho desenvolvido por Joseph Gay-Lussac, um químico e físico francês seu contemporâneo, Avogadro conseguiu distinguir os conceitos de átomo e molécula, até então utilizados de forma indiscriminada. Na altura, no entanto, o seu trabalho foi acolhido pela comunidade científica com indiferença devido ao facto de publicar em revistas pouco reconhecidas pelos cientistas, de ser muito modesto e retraído e, principalmente, pela crescente importância da área então em voga, a Eletroquímica. Os eletroquímicos rejeitavam a ideia de um gás molecular do tipo H₂, como admitido por Avogadro, pois, para eles, um composto só se formaria devido a atrações eletrostáticas do tipo Na⁺Cl^-. Por isso, o trabalho de Avogadro permaneceu na obscuridade durante 59 anos, até uma conferência internacional ocorrida em 1860 em Karlsruhe, Alemanha, 4 anos após a sua morte, ter reconhecido a enorme contribuição de Avogadro para a Química, não só para a determinação das massas das moléculas, mas também, de forma indireta, dos átomos que as constituem. Estes conceitos de átomo e de molécula (resultante da combinação de átomos) foram consagrados nesta conferência graças ao trabalho de Avogadro. Tal permitiu unificar a Química em torno destes conceitos sólidos e fundamentados e conciliar as observações experimentais. Mais tarde, o trabalho de Avogadro sobre os gases foi aproveitado para um conjunto de determinações experimentais de massas atómicas por parte de Stanislao Cannizzaro, um químico italiano do século XIX e início do século XX, de que resultou a determinação da constante de Avogadro (N_A = 6.02214 × 10²³ mol^-1).