Introduzione storico-scientifica
L'idea che la materia sia composta da parti piccolissime è molto antica; già Democrito nel V secolo a.C. aveva sviluppato l'idea di atomo come particella indivisibile.
Tuttavia le ipotesi dei filosofi dell'antichità, pur avendo un fondamento razionale, non venivano verificate sperimentalmente, in quanto per molti di loro le opinioni derivate dai sensi erano effimere e non portavano alla conoscenza della verità (αλεθεια).
Fu solo dopo l'introduzione del metodo scientifico che l'ipotesi della suddivisione della materia in atomi fu verificata sperimentalmente attraverso la verifica delle sue conseguenze.
Fisici e chimici dal 1700 in poi si resero conto innanzitutto che sostanze da sempre credute elementi non scomponibili in realtà si potevano scomporre in sostanze più semplici. Ad esempio, nel 1800 il chimico inglese Nicholson verificò che l'acqua, da sempre ritenuta un elemento, si poteva in realtà scomporre in idrogeno e ossigeno mediante elettrolisi.
Questa scoperta contribuì a rendere plausibile l'ipotesi della natura particellare della materia. Le particelle delle sostanze scomponibili vennero chiamate molecole, mentre le particelle degli elementi vennero chiamate atomi.
Negli stessi anni le ricerche di molti fisici e chimici portarono a scoprire che la massa dei reagenti e quella dei prodotti di una reazione chimica sono uguali (principio di conservazione della materia di Lavoisier), che nelle sostanze composte le proporzioni degli elementi costituenti sono costanti (legge di Proust), che nelle reazioni le proporzioni tra i reagenti sono costanti espresse da interi generalmente piccoli (legge di Dalton), ecc.
Nel 1802 Gay-Lussac verificò che, se scomponendo una sostanza si ottengono dei gas, i rapporti tra i loro volumi sono costanti a temperatura e pressione costante. Questa intuizioni fu ripresa nel 1811 dal chimico piemontese Avogadro, che enunciò che volumi uguali di gas diversi, con temperature e pressione costanti, contengono lo stesso numero di molecole . Questo principio, detto principio di Avogadro, è una delle basi della scienza moderna.
Dall'applicazione della legge di Proust si cominciò a calcolare la massa dei singoli atomi degli elementi in relazione gli uni con gli altri. Ad esempio, dall'applicazione all'acqua della legge di Proust si dedusse che l'ossigeno ha una massa uguale a 16 volte quella dell'idrogeno.
La scoperta che l'idrogeno è l'elemento meno massiccio portò a chimici ad assumere come unità di massa proprio la massa dell'atomo di idrogeno (uma. = unità di massa atomica). Successivamente la scoperta degli isotopi portò a rivedere questa scoperta; oggi l'uma equivale a un dodicesimo della massa del Carbonio 12, una quantità di massa abbastanza vicina ma non uguale a quella dell'idrogeno.
Dal principio di Avogadro possiamo ricavare una costante detta numero di Avogadro che indica il numero di molecole presenti in una mole di un elemento, cioè in tanti grammi dello stesso quanto è la sua massa atomica relativa misurata in uma. Se prendiamo una mole (cioè 2 g) di idrogeno possiamo osservare che esso, a 0°C e 1 atm di pressione, occupa un volume di 22,4 litri. Per il principio di Avogadro, qualsiasi gas occupi lo stesso volume contiene lo stesso numero di molecole. Poichè il volume di 22,4 litri è sempre occupato da 1 mole di un gas (a 0°C e 1 atm), ne risulta che il numero di molecole in 1 mole di qualsiasi sostanza è sempre lo stesso. Il numero di Avogadro (generalmente indicato con N) è proprio questo numero; è stato calcolato sperimentalmente ed è circa 6,022 · 1023.