BIPM – unitate de bază SI (mol)

    După descoperirea legilor fundamentale ale chimiei, unitățile numite, de exemplu, „gram-atom” și „gram- moleculă”, au fost folosite pentru a specifica cantitățile de elemente sau compuși chimici. Aceste unități aveau o legătură directă cu „greutățile atomice” și „greutățile moleculare”, care sunt, de fapt, mase atomice și moleculare relative. Primele compilații de „greutăți atomice” au fost inițial legate de greutatea atomică a oxigenului, care a fost considerată, prin consens general, ca fiind 16. În timp ce fizicienii au separat izotopii într-un spectrometru de masă și au atribuit valoarea 16 unuia dintre izotopii oxigenului, chimiștii au atribuit aceeași valoare amestecului (ușor variabil) de izotopi 16, 17 și 18, care pentru ei constituiau elementul natural oxigen. Un acord între Uniunea Internațională de Fizică Pură și Aplicată (IUPAP) și Uniunea Internațională de Chimie Pură și Aplicată (IUPAC) a pus capăt acestei dualități în 1959-1960. Fizicienii și chimiștii au convenit să atribuie valoarea 12, exact, așa-numitei greutăți atomice, denumită corect masa atomică relativă Ar, a izotopului de carbon cu numărul de masă 12 (carbon 12, 12C). Scara unificată astfel obținută dă masele atomice și moleculare relative, cunoscute și sub numele de masă atomică și, respectiv, masă moleculară. Această concordanță nu este afectată de redefinirea molului.

    Cantitatea folosită de chimiști pentru a preciza cantitatea de elemente sau compuși chimici se numește „cantitate de substanță”. Cantitatea de substanță, simbol n, este definită ca fiind proporțională cu numărul de entități elementare specificate N dintr-un eșantion, constanta de proporționalitate fiind o constantă universală care este aceeași pentru toate entitățile. Constanta de proporționalitate este echivalentul reciproc al constantei Avogadro NA, astfel încât n = N/NA. Unitatea de măsură a cantității de substanță se numește mol, simbol mol. În urma propunerilor făcute de IUPAP, IUPAC și ISO, CIPM a elaborat o definiție a molului în 1967 și a confirmat-o în 1969, precizând că masa molară a carbonului 12 trebuie să fie exact 0,012 kg/mol. Acest lucru a permis determinarea directă a cantității de substanță nS(X) din orice eșantion pur S al entității X pornind de la masa eșantionului mS și de la masa molară M(X) a entității X, masa molară fiind determinată pornind de la masa sa atomică relativă Ar (masa atomică sau moleculară), fără a fi nevoie de o cunoaștere precisă a constantei Avogadro, prin utilizarea relațiilor

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

    Astfel, această definiție a molului a fost dependentă de definiția arteziană a kilogramului.

    Valoarea numerică a constantei Avogadro definită în acest mod era egală cu numărul de atomi din 12 grame de carbon 12. Cu toate acestea, datorită progreselor tehnologice recente, acest număr este acum cunoscut cu o asemenea precizie încât a devenit posibilă o definiție mai simplă și mai universală a molului, și anume, prin specificarea exactă a numărului de entități dintr-un mol al oricărei substanțe, fixând astfel valoarea numerică a constantei Avogadro. Acest lucru are ca efect faptul că noua definiție a molului și valoarea constantei Avogadro nu mai depind de definiția kilogramului. Se subliniază astfel distincția dintre cantitățile fundamental diferite „cantitate de substanță” și „masă”. Definiția actuală a molului bazată pe o valoare numerică fixă pentru constanta Avogadro,NA, a fost adoptată în Rezoluția 1 a celei de-a 26-a CGPM (2018).

    • Rezoluția 1 a celei de-a 26-a CGPM (2018); Metrologia, 2019, 56, 022001

Vezi mai mult: Istoria SI

.

Lasă un răspuns

Adresa ta de email nu va fi publicată.