- Resolution 1 der 26. CGPM (2018); Metrologia, 2019, 56, 022001
Nach der Entdeckung der grundlegenden Gesetze der Chemie wurden Einheiten wie „Gramm-Atom“ und „Gramm-Molekül“ verwendet, um die Mengen chemischer Elemente oder Verbindungen anzugeben. Diese Einheiten standen in direktem Zusammenhang mit den „Atomgewichten“ und „Molekulargewichten“, die in Wirklichkeit relative Atom- und Molekülmassen sind. Die ersten Zusammenstellungen von „Atomgewichten“ bezogen sich ursprünglich auf das Atomgewicht von Sauerstoff, das allgemein als 16 angenommen wurde. Während die Physiker die Isotope in einem Massenspektrometer trennten und den Wert 16 einem der Isotope des Sauerstoffs zuordneten, schrieben die Chemiker denselben Wert dem (leicht variablen) Gemisch der Isotope 16, 17 und 18 zu, das für sie das natürlich vorkommende Element Sauerstoff darstellte. Eine Vereinbarung zwischen der Internationalen Union für reine und angewandte Physik (IUPAP) und der Internationalen Union für reine und angewandte Chemie (IUPAC) beendete 1959-1960 diese Dualität. Physiker und Chemiker hatten sich darauf geeinigt, dem so genannten Atomgewicht, das korrekterweise als relative Atommasse Ar bezeichnet wird, des Kohlenstoffisotops mit der Massenzahl 12 (Kohlenstoff 12, 12C) exakt den Wert 12 zuzuordnen. Die so erhaltene einheitliche Skala gibt die relative Atommasse und die relative Molekülmasse an, die auch als Atom- bzw. Molekulargewicht bezeichnet werden. Diese Übereinstimmung wird durch die Neudefinition des Mols nicht beeinträchtigt.
Die von Chemikern verwendete Größe zur Angabe der Menge chemischer Elemente oder Verbindungen wird als „Stoffmenge“ bezeichnet. Die Stoffmenge, Symbol n, ist definiert als proportional zur Anzahl der angegebenen elementaren Einheiten N in einer Probe, wobei die Proportionalitätskonstante eine universelle Konstante ist, die für alle Einheiten gleich ist. Die Proportionalitätskonstante ist der Kehrwert der Avogadro-Konstante NA, d. h. n = N/NA. Die Einheit der Stoffmenge ist das Mol, Symbol mol. Nach Vorschlägen der IUPAP, der IUPAC und der ISO entwickelte das CIPM 1967 eine Definition des Mols und bestätigte sie 1969, indem es festlegte, dass die molare Masse von Kohlenstoff 12 genau 0,012 kg/mol betragen sollte. Dies ermöglichte es, die Stoffmenge nS(X) einer beliebigen reinen Probe S der Einheit X direkt aus der Masse der Probe mS und der molaren Masse M(X) der Einheit X zu bestimmen, wobei die molare Masse aus ihrer relativen Atommasse Ar (Atom- oder Molekulargewicht) bestimmt wird, ohne dass eine genaue Kenntnis der Avogadro-Konstante erforderlich ist, mit Hilfe der Beziehungen
Diese Definition des Mols war also abhängig von der artefaktischen Definition des Kilogramms.
Der auf diese Weise definierte Zahlenwert der Avogadro-Konstante entsprach der Anzahl der Atome in 12 Gramm Kohlenstoff 12. Aufgrund der jüngsten technologischen Fortschritte ist diese Zahl nun jedoch so genau bekannt, dass eine einfachere und universellere Definition des Mols möglich geworden ist, nämlich durch die genaue Angabe der Anzahl der Einheiten in einem Mol einer beliebigen Substanz, wodurch der Zahlenwert der Avogadro-Konstante festgelegt wird. Dies hat zur Folge, dass die neue Definition des Mols und der Wert der Avogadro-Konstante nicht mehr von der Definition des Kilogramms abhängig sind. Die Unterscheidung zwischen den grundlegend verschiedenen Größen „Stoffmenge“ und „Masse“ wird dadurch hervorgehoben. Die heutige Definition des Mols, die auf einem festen Zahlenwert für die Avogadro-Konstante, NA, basiert, wurde in der Resolution 1 der 26. CGPM (2018) angenommen.
