En la ciencia química se trabaja con sustancias, que se transforman unas en otras durante las reacciones químicas. Toda sustancia, todo material, está formado por partículas (átomos, iones o moléculas) por lo que, en definitiva, en química se trabaja con partículas.
Así, por ejemplo, en la síntesis de una sustancia bastante conocida, el amoniaco, una molécula de nitrógeno (N2) reacciona con tres moléculas de hidrógeno (H2) y se forman dos moléculas de amoniaco (NH3). Representado esquemáticamente:
De manera que para que la reacción se completase tendríamos que poner una cantidad de hidrógeno que contenga el triple de moléculas que la cantidad de hidrógeno que usemos. El problema es que, como los átomos y las moléculas son tan pequeñas, no podemos contarlos y, además, para tener una cantidad apreciable de materia necesitamos cantidades astronómicas de ellos.
Lo que sí podemos hacer fácilmente en el laboratorio para medir cantidades de sustancia es pesarlas (sólo hace falta una balanza). Entonces lo que necesitamos para trabajar en química es una unidad que nos relacione la masa de una sustancia con la cantidad de partículas que hay en ella. Sería algo parecido a las docenas, una docena de tuercas contiene la misma cantidad de cosas (12) que una docena de tornillos, pero obviamente, no tienen por qué pesar lo mismo.
Supongamos que tenemos dos tipos de bolas, rojas y amarillas, y que cada bola roja pesa el doble que una amarilla. Si tuviésemos un montón de bolas de cada tipo y el de bolas rojas pesa el doble que el de amarillas ¿qué relación habrá entre el número de bolas de cada montón?
Evidentemente hay el mismo número de bolas en cada montón, porque hemos conservado la relación de masas que había entre las partículas (bolas individuales). Así hemos conseguido lo que buscábamos, relacionar masas con cantidad de partículas.
Esto es lo que hicieron los químicos del siglo XIX, utilizando la relación de masas atómicas y moleculares, pero en gramos, para establecer lo que acabaría convirtiéndose en nuestro actual concepto de mol.
Recordemos qué eran las masas atómicas y moleculares. La masa atómica es la masa de un átomo comparada con la unidad de masa atómica (u), que es la masa de la doceava parte de un átomo de carbono (en realidad del isótopo de carbono 12). Así si la masa atómica del oxígeno es 16 u significa que un átomo de oxígeno es dieciseis veces más pesado que un átomo de hidrógeno, cuya masa atómica es 1 (aproximadamente).
La masa molecular es el mismo concepto aplicado a la masa de las moléculas, que son agrupaciones de dos o más átomos con una entidad propia. Por ejemplo la masa molecular del oxígeno que respiramos, formado por moléculas de dos átomos, es 32 u, resultado de sumar la masa atómica de esos dos átomos (16+16). La masa molecular del agua, será 18 u ya que su molécula contiene un átomo de oxígeno (16 u) y dos átomos de hidrógeno (1 u cada uno), recordemos su fórmula H2O.
Si consideramos cantidades en gramos de dos sustancias y que sean numéricamente iguales a sus masas atómicas (si son elementos) o a sus masas moleculares, nos aseguramos de que en esas cantidades hay el mismo número de partículas (al conservar la misma relación en masas que hay en las partículas individuales, átomos o moléculas). Así en 16 gramos de oxígeno hay el mismo número de átomos que en 1 gramo de hidrógeno. A este número de partículas se le conoce como número de Avogadro (en honor al químico italiano Amadeo Avogadro) y hoy día sabemos que su valor es aproximadamente 6.022 · 10^23 y se representa por NA.
El mol se define en la actualidad como la cantidad de materia que contiene un número de partículas igual al número de Avogadro, es una magnitud fundamental del sistema internacional y se simboliza por n.
La masa de un mol, llamada masa molar, dependerá de qué sustancia sea, y tal como se ha definido corresponderá a una cantidad en gramos de esa sustancia que sea numéricamente igual a su masa molecular. Por ejemplo, un mol de agua son 18 gramos de agua (H2O), un mol de oxígeno molecular (O2) son 32 gramos de oxígeno.
El número de Avogadro es tan enorme que es difícil hacerse una idea de su magnitud. Para apreciarlo supongamos que dispusiéramos de una máquina capaz de contar moléculas a un ritmo de 1000 millones de moléculas por segundo (¿rápida verdad?) y que quisiéramos contar las que hay en 18 gramos de agua (1 mol de agua), aproximadamente un dedo de agua en un vaso, ¿cuánto tardaría? Hagamos los cálculos:
¡¡Más de 19 millones de años!!
