- Résolution 1 de la 26e CGPM (2018) ; Metrologia, 2019, 56, 022001
Après la découverte des lois fondamentales de la chimie, des unités appelées, par exemple, « gramme-atome » et « gramme-molécule », ont été utilisées pour spécifier les quantités d’éléments ou de composés chimiques. Ces unités avaient un lien direct avec les « poids atomiques » et les « poids moléculaires », qui sont en fait des masses atomiques et moléculaires relatives. Les premières compilations de « poids atomiques » étaient à l’origine liées au poids atomique de l’oxygène, qui, de l’avis général, était de 16. Alors que les physiciens séparaient les isotopes dans un spectromètre de masse et attribuaient la valeur 16 à l’un des isotopes de l’oxygène, les chimistes attribuaient la même valeur au mélange (légèrement variable) des isotopes 16, 17 et 18, qui constituait pour eux l’élément naturel oxygène. Un accord entre l’Union internationale de physique pure et appliquée (UIPPA) et l’Union internationale de chimie pure et appliquée (UICPA) a mis fin à cette dualité en 1959-1960. Physiciens et chimistes s’étaient mis d’accord pour attribuer la valeur 12, exactement, à ce que l’on appelle le poids atomique, correctement appelé masse atomique relative Ar, de l’isotope du carbone de numéro de masse 12 (carbone 12, 12C). L’échelle unifiée ainsi obtenue donne les masses atomiques et moléculaires relatives, également appelées respectivement poids atomique et poids moléculaire. Cet accord n’est pas affecté par la redéfinition de la mole.
La quantité utilisée par les chimistes pour préciser la quantité d’éléments ou de composés chimiques est appelée « quantité de substance ». La quantité de substance, symbole n, est définie comme étant proportionnelle au nombre d’entités élémentaires spécifiées N dans un échantillon, la constante de proportionnalité étant une constante universelle qui est la même pour toutes les entités. La constante de proportionnalité est la réciproque de la constante d’Avogadro NA, de sorte que n = N/NA. L’unité de quantité de substance est appelée la mole, symbole mol. Suite aux propositions de l’UIPPA, de l’UICPA et de l’ISO, le CIPM a élaboré une définition de la mole en 1967 et l’a confirmée en 1969, en précisant que la masse molaire du carbone 12 devait être exactement de 0,012 kg/mol. Cela permettait de déterminer la quantité de substance nS(X) de tout échantillon pur S de l’entité X directement à partir de la masse de l’échantillon mS et de la masse molaire M(X) de l’entité X, la masse molaire étant déterminée à partir de sa masse atomique relative Ar (poids atomique ou moléculaire) sans qu’il soit nécessaire de connaître précisément la constante d’Avogadro, en utilisant les relations
Ce faisant, cette définition de la mole était dépendante de la définition artéfactuelle du kilogramme.
La valeur numérique de la constante d’Avogadro ainsi définie était égale au nombre d’atomes dans 12 grammes de carbone 12. Cependant, en raison des récents progrès technologiques, ce nombre est maintenant connu avec une telle précision qu’une définition plus simple et plus universelle de la mole est devenue possible, à savoir en spécifiant exactement le nombre d’entités dans une mole de n’importe quelle substance, fixant ainsi la valeur numérique de la constante d’Avogadro. Cela a pour effet que la nouvelle définition de la mole et la valeur de la constante d’Avogadro ne dépendent plus de la définition du kilogramme. La distinction entre les quantités fondamentalement différentes que sont la « quantité de substance » et la « masse » est ainsi soulignée. La définition actuelle de la mole fondée sur une valeur numérique fixe pour la constante d’Avogadro,NA, a été adoptée dans la Résolution 1 de la 26e CGPM (2018).
