BIPM – Unità di base SI (mole)

    Dopo la scoperta delle leggi fondamentali della chimica, le unità chiamate, per esempio, “grammo-atomo” e “grammo-molecola”, sono state utilizzate per specificare le quantità di elementi chimici o composti. Queste unità avevano una connessione diretta con i “pesi atomici” e i “pesi molecolari”, che sono in realtà masse atomiche e molecolari relative. Le prime compilazioni di “pesi atomici” erano originariamente legate al peso atomico dell’ossigeno, che era, per accordo generale, preso come 16. Mentre i fisici separavano gli isotopi in uno spettrometro di massa e attribuivano il valore 16 a uno degli isotopi dell’ossigeno, i chimici attribuivano lo stesso valore alla miscela (leggermente variabile) di isotopi 16, 17 e 18, che per loro costituiva l’elemento naturale ossigeno. Un accordo tra l’Unione Internazionale di Fisica Pura e Applicata (IUPAP) e l’Unione Internazionale di Chimica Pura e Applicata (IUPAC) mise fine a questo dualismo nel 1959-1960. Fisici e chimici si erano accordati per assegnare il valore 12, esattamente, al cosiddetto peso atomico, indicato correttamente come massa atomica relativa Ar, dell’isotopo del carbonio con numero di massa 12 (carbonio 12, 12C). La scala unificata così ottenuta dà le masse atomiche e molecolari relative, note anche come pesi atomici e molecolari, rispettivamente. Questo accordo non è influenzato dalla ridefinizione della mole.

    La quantità usata dai chimici per specificare la quantità di elementi chimici o composti è chiamata “quantità di sostanza”. La quantità di sostanza, simbolo n, è definita come proporzionale al numero di entità elementari specificate N in un campione, essendo la costante di proporzionalità una costante universale che è la stessa per tutte le entità. La costante di proporzionalità è il reciproco della costante di Avogadro NA, così che n = N/NA. L’unità di quantità di sostanza si chiama mole, simbolo mol. Seguendo le proposte della IUPAP, IUPAC e ISO, il CIPM ha sviluppato una definizione della mole nel 1967 e l’ha confermata nel 1969, specificando che la massa molare del carbonio 12 doveva essere esattamente 0,012 kg/mol. Questo permetteva di determinare la quantità di sostanza nS(X) di qualsiasi campione puro S dell’entità X direttamente dalla massa del campione mS e dalla massa molare M(X) dell’entità X, essendo la massa molare determinata dalla sua massa atomica relativa Ar (peso atomico o molecolare) senza bisogno di una conoscenza precisa della costante di Avogadro, usando le relazioni

    nS(X) = mS/M(X), e M(X) = Ar(X) g/mol

    Quindi, questa definizione della mole era dipendente dalla definizione artefatta del chilogrammo.

    Il valore numerico della costante di Avogadro definito in questo modo era uguale al numero di atomi in 12 grammi di carbonio 12. Tuttavia, a causa dei recenti progressi tecnologici, questo numero è ora conosciuto con tale precisione che una definizione più semplice e universale della mole è diventata possibile, cioè specificando esattamente il numero di entità in una mole di qualsiasi sostanza, fissando così il valore numerico della costante di Avogadro. Questo ha l’effetto che la nuova definizione della mole e il valore della costante di Avogadro non dipendono più dalla definizione del chilogrammo. La distinzione tra le quantità fondamentalmente diverse “quantità di sostanza” e “massa” viene così enfatizzata. L’attuale definizione della mole basata su un valore numerico fisso per la costante di Avogadro,NA, è stata adottata nella Risoluzione 1 del 26° CGPM (2018).

    • Risoluzione 1 del 26° CGPM (2018); Metrologia, 2019, 56, 022001

Vedi anche: Storia del SI

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