- Resolución 1 de la 26ª CGPM (2018); Metrologia, 2019, 56, 022001
Después del descubrimiento de las leyes fundamentales de la química, se utilizaron unidades denominadas, por ejemplo, «gramo-átomo» y «gramo-molécula», para especificar cantidades de elementos o compuestos químicos. Estas unidades tenían una relación directa con los «pesos atómicos» y los «pesos moleculares», que son en realidad masas atómicas y moleculares relativas. Las primeras recopilaciones de «pesos atómicos» estaban originalmente relacionadas con el peso atómico del oxígeno, que, por acuerdo general, se tomaba como 16. Mientras que los físicos separaban los isótopos en un espectrómetro de masas y atribuían el valor 16 a uno de los isótopos del oxígeno, los químicos atribuían el mismo valor a la mezcla (ligeramente variable) de los isótopos 16, 17 y 18, que para ellos constituía el elemento natural oxígeno. Un acuerdo entre la Unión Internacional de Física Pura y Aplicada (IUPAP) y la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) puso fin a esta dualidad en 1959-1960. Físicos y químicos habían acordado asignar el valor 12, exactamente, al llamado peso atómico, correctamente denominado masa atómica relativa Ar, del isótopo del carbono con número de masa 12 (carbono 12, 12C). La escala unificada así obtenida da las masas atómicas y moleculares relativas, también conocidas como pesos atómicos y moleculares, respectivamente. Esta concordancia no se ve afectada por la redefinición del mol.
La cantidad utilizada por los químicos para especificar la cantidad de elementos o compuestos químicos se denomina «cantidad de sustancia». La cantidad de sustancia, símbolo n, se define como proporcional al número de entidades elementales especificadas N en una muestra, siendo la constante de proporcionalidad una constante universal que es la misma para todas las entidades. La constante de proporcionalidad es el recíproco de la constante de Avogadro NA, de modo que n = N/NA. La unidad de cantidad de sustancia se denomina mol, de símbolo mol. Siguiendo las propuestas de la IUPAP, la IUPAC y la ISO, el CIPM elaboró una definición del mol en 1967 y la confirmó en 1969, al especificar que la masa molar del carbono 12 debía ser exactamente de 0,012 kg/mol. Esto permitió determinar la cantidad de sustancia nS(X) de cualquier muestra pura S de la entidad X directamente a partir de la masa de la muestra mS y de la masa molar M(X) de la entidad X, determinándose la masa molar a partir de su masa atómica relativa Ar (peso atómico o molecular) sin necesidad de un conocimiento preciso de la constante de Avogadro, utilizando las relaciones
Por lo tanto, esta definición del mol dependía de la definición artefactual del kilogramo.
El valor numérico de la constante de Avogadro así definida era igual al número de átomos en 12 gramos de carbono 12. Sin embargo, debido a los recientes avances tecnológicos, este número se conoce ahora con tal precisión que se ha hecho posible una definición más simple y universal del mol, a saber, especificando exactamente el número de entidades en un mol de cualquier sustancia, fijando así el valor numérico de la constante de Avogadro. De este modo, la nueva definición del mol y el valor de la constante de Avogadro ya no dependen de la definición del kilogramo. De este modo, se acentúa la distinción entre las magnitudes fundamentalmente diferentes «cantidad de sustancia» y «masa». La definición actual del mol basada en un valor numérico fijo para la constante de Avogadro,NA, se adoptó en la Resolución 1 de la 26ª CGPM (2018).
