La massa molare di una sostanza viene generalmente indicata come la massa espressa in grammi e numericamente uguale alla massa molecolare relativa. Così, ad esempio, l'acqua (H₂O) ha una massa molecolare di 18 e quindi una massa molare di 18 g mol^-1. Dietro questa definizione si celano almeno due convenzioni arbitrarie che hanno profonde radici sia storiche che epistemologiche. Da un lato abbiamo l'adozione arbitraria di una scala di riferimento per le masse atomiche relative. Nel corso degli anni questa scala ha subito parecchie modifiche: si è passati, ad esempio, da una scala basata sul valore di 1 per l'atomo di H nella metà del 1800, a quella ora in vigore che assegna il valore di 12,000 all'isotopo ¹²C.

La determinazione delle masse atomiche relative ha impegnato parecchi scienziati durante tutto l'arco del XIX secolo e ha trovato una risposta grazie al contributo decisivo di due chimici italiani: Amedeo Avogadro (1776-1856) e Stanislao Cannizzaro (1826-1910). Un'audace ipotesi avanzata da Avogadro attorno al 1811 in base alla quale gas diversi nelle stesse condizioni di temperatura e pressione contengono un egual numero di molecole, permise a Cannizzaro di mettere a punto una procedura per determinare la massa relativa degli elementi allora conosciuti. Giocando con appropriate reazioni chimiche e misurando le densità delle sostanze allo stato gassoso coinvolte, fu possibile stabilire una tabella delle masse atomiche relative dei vari elementi. In tale tabella veniva assegnato, ad esempio, il valore di 1 all'atomo di Idrogeno, 12 a quello di Carbonio, 16 a quello di Ossigeno e così via. Affermare che l'Ossigeno ha una massa 16 volte maggiore dell'Idrogeno, significa affermare anche che, e qui sta il passaggio concettualmente difficile, masse di Idrogeno e di Ossigeno che stanno tra di loro in un rapporto di 1 a 16 contengono il medesimo numero di atomi (si badi bene che né Avogadro, né Cannizzaro conoscevano il valore di questo numero!). In altre parole 16 g di Ossigeno e 1 g di Idrogeno contengono il medesimo numero N di atomi. Delle masse, espresse in grammi (ed è questa la seconda convenzione - si sarebbe potuto anche optare per i chilogrammi o altro) e numericamente uguali alle rispettive masse atomiche relative, contengono quindi la medesima quantità chimica (il medesimo numero di particelle). Un tale insieme di particelle viene comunemente chiamato mole. Da qui le masse molari espresse in g/mol che permettono di convertire il valore della massa di una sostanza nelle rispettive moli di sostanza e viceversa.

Per chiarire questo concetto delle masse relative può essere utile pensare a cani (tutti identici tra di loro – così come si suppone lo siano gli atomi di idrogeno – isotopi permettendo...) e galline (anch'esse tutte identiche tra di loro). Utilizzando una bilancia a braccia è possibile stabilire le masse relative di galline e cani: se metto un cane su di un piatto, sull'altro devo mettere, ad esempio, cinque galline per avere una situazione di equilibrio. Ciò significa che, su una scala relativa che assegna la massa di 1 alla gallina, il cane ha massa (relativa) 5; oppure che su una scala che assegna al cane massa 1, la gallina ha massa 0.2. Come si vede, in entrambe le scale il rapporto tra la massa del cane e quella della gallina è sempre di 5 a 1. Si può facilmente intuire che se la gallina, ad esempio, ha massa 2 kg, allora in 10 kg di cani e in 2 kg di galline avrò lo stesso numero (1) di animali, così come in 20 kg di galline e 100 kg di cani (rapporto sempre 1 a 5) avrò ancora lo stesso numero di animali (questa volta 20). Seconda parte – Avogadro e la sua costante

Per quanto strano possa sembrare, Avogadro non determinò il valore della costante che oggi porta il suo nome (6,022 . 10²³ mol^-1). Nella sua ipotesi egli si limitò a parlare di numero uguale di molecole diverse. Fu solo più tardi, grazie ai lavori di Loschmidt (1821-1825) e Perrin (1870-1942) che si riuscì a fornire una prima stima di questo valore. In particolare fu quest'ultimo che, in un suo articolo del 1909 sul moto browniano delle molecole, propose di battezzare col nome di Avogadro questa costante universale in riconoscimento postumo al contributo del chimico torinese. Tra i vari metodi sperimentali che hanno permesso di determinare il valore della costante di Avogadro si potrebbe citare quello che fa uso della diffrazione a raggi X su cristalli singoli. Con tale tecnica, ad esempio, si possono determinare sperimentalmente le dimensioni del reticolo ionico di un cristallo di cloruro di sodio. Conoscendo poi la massa molare, la densità e la formula chimica della sostanza è possibile risalire alla costante di Avogadro con un semplice calcolo (un raccolta di metodi per determinare la costante di Avogadro può essere reperita al seguente indirizzo web: http://gemini.tntech.edu/~tfurtsch/scihist/loschmid.html). Si noti che se cambia la scala delle masse atomiche relative, così come le masse molari, cambia anche il valore della costante di Avogadro. Da ultimo una breve osservazione: è concettualmente errato parlare di numero di Avogadro. Bisogna utilizzare il termine costante di Avogadro: la costante di Avogadro è infatti provvista di un'unità di misura (6,022 . 10²³ mol^-1), mentre un numero è adimensionale. Letture di approfondimento

Per una trasposizione didattica della costruzione del concetto di mole si consulti
E. Roletto, A. Regis, P.G. Albertazzi, Costruire il concetto di mole – Un approccio empirico a un concetto formale, La Chimica nella Scuola, V 2003, pp. 148-156.

Per aspetti storico-epistempologici:

• F. Turco L. Cerruti, Osservazioni sulla quantità di sostanza e sulla mole I, La Chimica nella Scuola, IV 2002, pp. 111-120.
• F. Turco L. Cerruti, Osservazioni sulla quantità di sostanza e sulla mole II, La Chimica nella Scuola, V 2002, pp. 147-157.
• F. Turco L. Cerruti, Osservazioni sulla quantità di sostanza e sulla mole III, La Chimica nella Scuola, I 2003, pp. 3-10.
• Stanislao Cannizzaro, Sunto di un corso di filosofia chimica, 1858 (la traduzione in inglese si può trovare al seguente indirizzo: http://dbhs.wvusd.k12.ca.us/webdocs/Chem-History/Cannizzaro.html).