Nel 1811 il chimico italiano Amedeo Avogadro intervenne nel dibattito che si era creato tra i chimici di allora intorno alla teoria atomica di Dalton e alla legge di Gay-Lussac, che si presentavano apparentemente in disaccordo* (vedi scheda di approfondimento).
Egli sperimentando sui gas, formulò l’ipotesi, nota come principio di Avogadro , secondo cui:
Volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione contengono lo stesso numero di molecole.
Dal suo principio consegue, attraverso un complesso ragionamento, che le molecole degli elementi gassosi non sono formate da un solo atomo ma da più atomi tra loro combinati. Avogadro chiamò le molecole così formate molecole integranti.
Introdusse quindi il concetto di molecole formate da più atomi (pluriatomiche).
Questa intuizione è stata di fondamentale importanza per giungere al concetto di mole. Grazie ad essa, per misurare la massa relativa di due molecole basta confrontare le masse di due volumi uguali dei relativi gas, posti nelle medesime condizioni di pressione e temperatura.
La determinazione della formula molecolare dell’idrogeno è stata particolarmente importante poiché tale elemento è stato scelto come riferimento per i pesi atomici e molecolari relativi; da questo si è potuti arrivare alle definizione del concetto di mole di una sostanza come:
- la massa entro cui vi sono lo stesso numero di molecole contenute in 2 g di idrogeno molecolare (H2) o in 1 g di idrogeno atomico (H).
Tale numero è noto come numero di Avogadro, ed è pari a 6,02214179 · 1023 .
Attualmente la definizione di mole riconosciuta dalla comunità scientifica è:
la quantità di sostanza di un sistema che contiene un numero di unità interagenti (o molecole integranti, per Avogadro) pari al numero degli atomi presenti in 12 grammi di 12C.
Una mole è quindi associata a un numero enorme di particelle.
Nel caso di un composto chimico, si può definire la mole come la quantità di sostanza numericamente uguale alla massa molecolare di ogni singola molecola. Questa quantità, in realtà, può variare in base alla miscela isotopica in considerazione, ma la sua variazione può in genere essere considerata trascurabile.
Questo concetto fu introdotto dal chimico Wilhelm Ostwald nel 1896.
*Scheda di approfondimento
Si tengano in considerazione i seguenti punti:
A) un gas esercita una pressione sulle pareti del recipiente che lo contiene perché le sue molecole, in rapido movimento, urtano contro le pareti;
B) diminuendo il volume la pressione aumenta perché gli urti si ripartiscono su una minore superfìcie;
C) riscaldando un gas senza lasciarlo espandere, la pressione aumenta perché aumenta la velocità e di conseguenza l'energia di urto delle molecole e il numero degli urti nell'unità di tempo.
Per quanto detto, è chiaro che esiste una proprietà comune a tutti i gas e che questa riguarda le molecole contenute in una certa massa gassosa in determinate condizioni: questa proprietà è espressa dal principio di Avogadro (1805)* [vedi sopra].
Questo principio consente di affermare che, dati due volumi uguali di gas, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, il rapporto fra le masse di questi due volumi è uguale al rapporto fra le masse delle singole molecole.
In altre parole, volumi uguali di gas diversi, alla stessa pressione e alla stessa temperatura, hanno una massa proporzionale al peso molecolare dei gas stessi, per cui due moli di gas, sempre alle stesse condizioni di temperatura e pressione, conterranno un ugual numero di molecole.
Se si stabiliscono queste condizioni in: O °C e 1 atmosfera (condizioni standard o "c. s."), il volume di una mole di un qualunque gas sarà una costante; per un gas ideale questa costante è pari a litri 22,414, per i gas reali il valore si discosta di poco.
L. 22,414 è detto volume molare dei gas.
Il principio di Avogadro si traduce quindi in un’equazione, che riassume il comportamento dei gas, l’equazione di stato dei gas ideali:
PV=RT
che, per una massa di gas costituita da n moli diventa
PV=nRT