Перегляд вихідного коду сторінки Кількість речовини

{{Картка фізичної величини
|Назва=Кількість речовини
|ВидВеличини=
|Позначення={{lang-la|n}}<ref>Кількість речовини не рекомендовано позначати грецькою літерою ν (ню), бо цією літерою в хімічній термодинаміці позначають стехіометричний коефіцієнт речовини у реакції.</ref>
|Розмірність=N
|ПохіднаВід=
|SI=[[Моль]] (mol, моль)
|SI-розмірність=N
|CGS=
|CGS-розмірність=
|esE=
|esE-розмірність=
|emE=
|emE-розмірність=
|Планк=
|Планк-розмірність=
|Астро=
|Астро-розмірність=
|Англо=
|Англо-розмірність=
|Виноски=
|ДивТакож=
}}

'''Кі́лькість речови́ни''' — [[фізична величина]], що характеризує кількість специфічних однотипних структурних одиниць-елементів (частинок), з котрих складається [[речовина]]. Під структурними одиницями розуміються будь-які частинки, з яких складається [[речовина]] ([[Атом|атоми]], [[Молекула|молекули]], [[Іон|іони]], [[Електрон|електрони]], [[протон]]и, [[нейтрон]]и або будь-які інші частинки)<ref>{{Cite web|title=IUPAC - amount of substance (A00297)|url=https://goldbook.iupac.org/terms/view/A00297|website=goldbook.iupac.org|accessdate=2023-09-01|doi=10.1351/goldbook.a00297|first=The International Union of Pure and Applied|last=Chemistry (IUPAC)}}</ref>.

В [[Міжнародна система одиниць (SI)|Міжнародній системі одиниць SI]] кількість речовини поряд з [[маса|масою]] (яка теж фактично корелює з кількістю частинок) належить до основних одиниць окремого типу<ref>Рішенням XIV Генеральної конференції з мір і вагів ([[1971]] р.) одиниця кількості речовини «моль» була затверджена як сьома основна одиниця Міжнародної системи.</ref>. Таким чином, кількість речовини в системі SI не може бути виражена через інші базові одиниці. Одиниця кількості речовини називається [[моль]]. 1 моль&nbsp;— це кількість речовини, що містить {{val|6.02214076||e=23|}} ([[Число Авогадро]]) структурних ''формульних одиниць''&nbsp;— реальних часток, таких як [[атом]]и, [[Молекула|молекули]], [[Іон|йони]], [[електрон]]и або [[протон]]и (це визначення<ref name="def">{{Cite web |url=https://iupac.org/new-definition-mole-arrived/ |title=IUPAC: "A new definition of the mole has arrived." |accessdate=18 листопада 2018 |archive-date=5 серпня 2018 |archive-url=https://web.archive.org/web/20180805233808/https://iupac.org/new-definition-mole-arrived/ }}</ref> було прийнято в листопаді 2018 року<ref name="rev">{{Cite web |url=https://iupac.org/on-the-revision-of-the-international-system-of-units/ |title=IUPAC: "On the revision of the International system of units." |accessdate=18 листопада 2018 |archive-date=9 травня 2019 |archive-url=https://web.archive.org/web/20190509225226/https://iupac.org/on-the-revision-of-the-international-system-of-units/ }}</ref>; старе визначення виходило з кількості атомів у 12 [[грам]]ах ізотопу вуглецю-12&nbsp;— {{Нуклід|C||12|посилання=так}}).

== Основні співвідношення ==
[[Файл:Кількість речовини 1.png|thumb|Однакова маса&nbsp;— але різна кількість речовини]]
[[Файл:Кількість речовини 2.png|thumb|Однакова кількість речовини&nbsp;— але різна маса]]
Відношення числа [[молекула|молекул]] '''''N''''' речовини до кількості речовини '''''n''''' називається [[Число Авогадро|сталою Авогадро]] '''''N<sub>A</sub>''''':

:<math>N_A  = \frac{N}{n}</math>

Стала Авогадро дорівнює<ref name="Convocation-2018">{{Cite web |url=https://www.bipm.org/utils/en/pdf/CGPM/Convocation-2018.pdf#page=25 |title=Архівована копія |accessdate=27 травня 2019 |archive-date=19 вересня 2019 |archive-url=https://web.archive.org/web/20190919050548/https://www.bipm.org/utils/en/pdf/CGPM/Convocation-2018.pdf#page=25 }}</ref> '''''N<sub>A</sub>''''' = {{val|6.02214076||e=23|u=моль<sup>−1</sup>}}, вона показує, скільки атомів або молекул міститься в одному молі речовини.

Кількість речовини '''''n''''' можна знайти як відношення числа '''''N''''' атомів або молекул речовини до сталої Авогадро '''''N<sub>A</sub>''''':

:<math>n  = \frac{N}{N_A}</math>

Застосовуючи одиницю кількості речовини моль, слід завжди визначати, про які саме структурні елементи системи йдеться.

Рекомендовано такі кратні й частинні одиниці моля: кмоль, ммоль, мкмоль.

== Похідні величини ==
На основі моля утворено велику кількість питомих (молярних) величин, зокрема&nbsp;— ''[[молярна маса]]'' і ''[[молярний об'єм]]''.<ref name=":0" />

Між кількістю речовини '''''n<sub>X</sub>''''', [[маса|масою]] '''''m<sub>X</sub>''''' порції хімічно чистої речовини '''''X''''' та її молярною масою '''''M<sub>X</sub>''''' є залежність:

:<math>n_{\mathrm{X}} = { m_{\mathrm{X}}\over M_{\mathrm{X}}}</math>

До застосування рекомендовано частинну одиницю молярної маси г/моль (у SI кг/моль).

Молярний об'єм дорівнює відношенню об'єму однорідної системи V до кількості речовини '''''n''''' цієї системи:

:<math>V_m  = \frac{V}{n}</math>

До застосування рекомендовано такі частинні одиниці молярного об'єму: дм<sup>3</sup>/моль, см<sup>3</sup>/моль, допущено&nbsp;— позасистемну одиницю ''літр на моль'' (l/mol, L/mol; л/моль): 1 л/моль = 10<sup>−3</sup> м<sup>3</sup>/моль.

Молярний об'єм [[ідеальний газ|ідеального газу]] за [[Нормальні умови|нормальних умов]] Т = 273,15 [[Кельвін|К]]; p = 101325 [[Паскаль (одиниця)|Па]] дорівнює 0,02241410 м<sup>3</sup>/моль. Цю сталу часто застосовують у розрахунках.

Іншою важливою похідною величиною є [[молярна концентрація]]<ref>{{Cite web|title=IUPAC - amount concentration (A00295)|url=https://goldbook.iupac.org/terms/view/A00295|website=goldbook.iupac.org|accessdate=2023-09-03|doi=10.1351/goldbook.a00295|first=The International Union of Pure and Applied|last=Chemistry (IUPAC)}}</ref> або ''концентрація речовини''<ref>{{Cite news|title=Glossary of terms in quantities and units in Clinical Chemistry (IUPAC-IFCC Recommendations 1996)|url=https://www.degruyter.com/document/doi/10.1351/pac199668040957/html|work=Pure and Applied Chemistry|date=1996-01-01|accessdate=2023-09-03|issn=1365-3075|doi=10.1351/pac199668040957|pages=957–1000|volume=68|issue=4|language=en|first=H. P.|last=Lehmann|first2=X.|last2=Fuentes-Arderiu|first3=L. F.|last3=Bertello}}</ref>, яка визначається як кількість певної речовини у зразку розчину (або іншої суміші), поділена на об'єм зразка.

Одиницею вимірювання цієї величини в SI є моль (речовини) на літр (розчину). Так, наприклад, концентрація [[Хлорид натрію|хлориду натрію]] в [[Океан|океанській]] воді зазвичай становить близько 0,599 моль/л.

У хімії прийнято читати одиницю "моль/л" як моляр і позначати її символом "М" (обидва символи стоять після числового значення).

Слід відрізняти молярну концентрацію від "[[Молярна частка|молярної частки]]", яка являє собою кількість молей (молекул) досліджуваної речовини, поділену на загальну кількість молей (молекул) у зразку розчину, та від [[Масова концентрація|масової концентрації]], яка являє собою масу речовини в розчині, поділену на об'єм розчину.

== Використання ==

Цю фізичну величину використовують для вимірювання макроскопічних кількостей речовин в тих випадках, коли для чисельного опису процесів, що вивчаються, необхідно брати до уваги мікроскопічну будову речовини, наприклад, в [[хімія|хімії]], при вивченні процесів [[електроліз]]у тощо.

Історично моль визначався як кількість речовини в 12 грамах ізотопу вуглецю-12. Як наслідок, маса одного моля хімічної сполуки в грамах чисельно дорівнює (для всіх практичних цілей) масі однієї молекули сполуки в [[Атомна одиниця маси|дальтонах]] (атомних одиницях маси), а молярна маса ізотопу в грамах на моль дорівнює [[Масове число|масовому числу]]. Наприклад, молекула води в середньому має масу близько 18,015 а.о.м., тоді як моль води (який містить 6,02214076×10<sup>23</sup> молекул води) має загальну масу близько 18,015 грамів.

У хімії, завдяки [[Закон кратних відношень|закону кратних відношень]], часто набагато зручніше працювати з кількістю речовини (тобто кількістю молей або молекул), ніж з масою (грамами) або об'ємом (літрами). Наприклад, хімічний факт

''"1 молекула кисню (O<sub>2</sub>) реагує з 2 молекулами водню (H<sub>2</sub>) з утворенням 2 молекул води (H<sub>2</sub>O)" (2H<sub>2</sub> + O<sub>2</sub> → 2H<sub>2</sub>O)''

можна також сформулювати так:

''"1 моль O<sub>2</sub> прореагує з 2 молями H<sub>2</sub> з утворенням 2 моль води".''

Той самий хімічний факт, виражений в термінах мас, буде виглядати інакше:

''"32 г (1 моль) кисню прореагує з приблизно 4,0304 г (2 моль H<sub>2</sub>) водню з утворенням приблизно 36,0304 г (2 моль H<sub>2</sub>О) води.''

(і числа залежатимуть від ізотопного складу реагентів).

З точки зору об'єму, числа будуть залежати від тиску і температури реагентів і продуктів. З тих же причин концентрації реагентів і продуктів у розчині часто вказують у молях на літр, а не в грамах на літр.

Таким чином, використання кількості речовини полегшує інтерпретацію рівнянь реакцій (співвідношення між кількостями реагуючих речовин дорівнює відношенню коефіцієнтів у рівнянні).

Щоб уникнути двозначності, природу частинок слід уточнювати при будь-якому вимірюванні кількості речовини: наприклад, зразок з 1 моль ''молекул'' кисню (O<sub>2</sub>) має масу близько 32 грамів, тоді як зразок з 1 моль ''атомів'' кисню (О) має масу близько 16 грам.<ref name=":0" />

Кількість речовини також є зручним поняттям у [[Термодинаміка|термодинаміці]]. Наприклад, тиск певної кількості [[Благородні гази|благородного газу]] в посудині певного об'єму за певної температури безпосередньо пов'язаний з кількістю молекул у газі (за [[Закони ідеальних газів|законом ідеального газу]]), а не з його масою.

IUPAC рекомендує використовувати термін "кількість речовини" замість "кількість молей", так само як і масу речовини не слід називати "кількістю кілограмів".<ref name=":0">[[IUPAC|International Union of Pure and Applied Chemistry]] (1993). ''Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry'', 2nd edition, Oxford: Blackwell Science. ISBN 0-632-03583-8. [https://old.iupac.org/publications/books/gbook/green_book_2ed.pdf Electronic version].</ref>

== Історія ==
Поняття «''кількість речовини''» було введене в науку давно. Проте вважалося, що кількість речовини не є особливою самостійною величиною, принципово відмінною від маси. Хоча після припущення [[Амедео Авогадро|Авогадро]] ([[1813]]&nbsp;р.) про те, що рівні об'єми різних [[газ]]ів при однаковому тиску містять одне і те ж число молекул, кількість речовини і трактувалася як число молекул, але будучи пропорційною масі, вона тотожна їй. Уявлення про [[тотожність]] кількості речовини і маси багато в чому спиралося на переконання, що всі молекули (атоми) даної речовини в усіх відношеннях тотожні, що їх маса постійна і, отже, маса тіла або системи пропорційна числу молекул, що містяться в них. Власне, і про число молекул можна було судити тільки по масі тіла, оскільки не існувало прямих способів визначення числа молекул. Відкриття в області [[фізика|фізики]] в першій половині [[XX століття]] похитнули переконання в тотожності маси і кількості речовини.

Одиниця кількості речовини&nbsp;— [[моль]] також була відома ще в XIX&nbsp;ст. Але до недавнього часу моль розглядався як індивідуальна одиниця маси. Індивідуальна в тому сенсі, що розмір цієї одиниці для кожної речовини був особливий. Слово «моль» походить від [[латинська мова|латинського]] слова «moles» і означає кількість, масу або рахункову множину. З цих трьох понять остання&nbsp;— рахункова [[множина]] найточніше виражає сучасне розуміння моля. У визначенні моля не вказується точне число структур елементів, що містяться в ньому. Прийнято вважати його рівним числовому значенню сталої Авогадро '''''N<sub>A</sub>'''''.

=== Основні етапи ===
[[Алхімія|Алхіміки]] та особливо ранні [[Металургія|металурги]], ймовірно, мали певне уявлення про кількість речовини, але не збереглося жодних записів якихось узагальнень цієї ідеї. У 1758&nbsp;р. [[Ломоносов Михайло Васильович|М.&nbsp;В.&nbsp;Ломоносов]] поставив під сумнів ідею, що маса є єдиною мірою кількості матерії<ref>{{Cite book | last = Lomonosov | first = Mikhail | year = 1970 | contribution = On the Relation of the Amount of Material and Weight | editor-first = Henry M. | editor-last = Leicester | title = Mikhail Vasil'evich Lomonosov on the Corpuscular Theory | contribution-url=//archive.org/stream/mikhailvasilevic017733mbp#page/n239/mode/2up | location = Cambridge, MA | publisher = Harvard University Press | pages = 224–33 |via=[[Internet Archive]]}}</ref>, але він зробив це лише по відношенню до його теорії [[Гравітація|гравітації]]. Розвиток поняття про кількість речовини збігся із народженням сучасної хімії, і був вкрай важливим для неї.
* '''[[1777]]''': [[Карл Фрідріх Венцель]] публікує «Уроки про спорідненість», в яких він показує, що пропорції «базового компонента» та «кислотного компонента» ([[катіон]]а і [[аніон]]а в сучасній термінології) залишаються незмінними в ході реакції двох нейтральних [[Солі (хімія)|солей]].<ref name="Larousse">{{Cite journal | title = Atome | work = [[Grand dictionnaire universel du XIXe siècle]] | publisher = Pierre Larousse | location = Paris | year = 1866 | volume = 1 | pages = 868–73}}. {{fr icon}}</ref>
* '''[[1789]]''': [[Антуан Лавуазьє]] публікує ''Трактат з елементарної хімії'', в якому вводить поняття [[Хімічний елемент|хімічного елементу]] та уточнює [[Закон збереження маси|Закону збереження маси]] для [[Хімічна реакція|хімічних реакцій]].<ref>{{cite book | first = Antoine | last = Lavoisier | year = 1789 | title = Traité élémentaire de chimie, présenté dans un ordre nouveau et d'après les découvertes modernes | url = http://gallica.bnf.fr/ark:/12148/bpt6k3930k.table | location = Paris | publisher = Chez Cuchet | accessdate = 23 вересня 2018 | archive-date = 28 квітня 2021 | archive-url = https://web.archive.org/web/20210428010837/https://gallica.bnf.fr/ark:/12148/bpt6k3930k.table }}. {{fr icon}}</ref>
* '''[[1792]]''': [[Єремія Ріхтер]] видає перший том ''Стехіометрії чи мистецтва вимірювання хімічних елементів'' (видання наступних томів триває до 1802 року). Термін «[[стехіометрія]]» вжито вперше. Перші таблиці [[Еквівалентна вага|еквівалентних ваг]] публікують для кислотно–основних реакцій. Ріхтер також зазначає, що для даної кислоти, еквівалентна маса кислоти пропорційна масі кисню в основі.<ref name="Larousse" />
* '''[[1794]]''': [[Закон сталості складу]] [[Жозеф Пруст|Пруста]] поширює поняття еквівалентних ваг на всі типи хімічних реакцій, а не лише на кислотно–лужні.<ref name="Larousse" />
* '''[[1805]]''': [[Джон Дальтон|Дальтон]] публікує свою першу статтю про [[Атомна теорія|атомну теорію]], у тому числі «таблицю відносних ваг найдрібніших частинок газоподібних та інших тіл».<ref>{{cite journal | first = John | last = Dalton | title = On the Absorption of Gases by Water and Other Liquids | url = http://web.lemoyne.edu/~giunta/dalton52.html | journal = Memoirs of the Literary and Philosophical Society of Manchester, 2nd Series | volume = 1 | year = 1805 | pages = 271–87 | accessdate = 23 вересня 2018 | archive-date = 4 червня 2016 | archive-url = https://web.archive.org/web/20160604024547/http://web.lemoyne.edu/~GIUNTA/dalton52.html }}</ref>
Концепція атомів поставила питання їх ваги. Хоча багато хто скептично поставився до реальності атомів, хіміки швидко знайшли атомні ваги, що стали безцінним інструментом у вираженні стехіометричного відношення.
* '''[[1808]]''': Публікація ''Нової системи хімічної філософії'' Дальтона, що містить першу таблицю атомних ваг (на основі H = 1).<ref>{{cite book|url=https://archive.org/details/newsystemofchemi01daltuoft|title=A New System of Chemical Philosophy|last=Dalton|first=John|year=1808|location=Manchester}}</ref>
* '''[[1809]]''': [[Закон Гей-Люссака|Закон об'ємних відносин]] [[Жозеф-Луї Гей-Люссак|Гей-Люссака]], що свідчить про цілісний взаємозв'язок між обсягами реагентів і продуктів в хімічних реакціях газів.<ref>{{cite journal|first=Joseph Louis|last=Gay-Lussac|title=Memoire sur la combinaison des substances gazeuses, les unes avec les autres|journal=Mémoires de la Société d'Arcueil|year=1809|volume=2|pages=207}} [http://web.lemoyne.edu/~giunta/gaylussac.html English translation] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20140213065953/http://books.google.com/books?id=hnJKAAAAYAAJ&pg=PA207 |date=13 лютого 2014 }}.</ref>
* '''[[1811]]''': [[Амедео Авогадро]] висуває гіпотезу про те, що однакові обсяги різних газів (за однакової температури та тиску) містять однакове число часток, відому наразі як [[Закон Авогадро]].<ref>{{cite journal|first=Amedeo|last=Avogadro|title=Essai d'une maniere de determiner les masses relatives des molecules elementaires des corps, et les proportions selon lesquelles elles entrent dans ces combinaisons|journal=Journal de Physique|year=1811|volume=73|pages=58–76}} [http://web.lemoyne.edu/~giunta/avogadro.html English translation] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20190512182624/http://web.lemoyne.edu/~giunta/avogadro.html |date=12 травня 2019 }}.</ref>
* '''[[1813]]/[[1814]]''': [[Єнс Якоб Берцеліус]] публікує першу з декількох таблиць атомних ваг на основі масштабу O = 100.<ref name="Larousse" /><ref>Excerpts from Berzelius' essay: [http://web.lemoyne.edu/~giunta/berzatom.html Part II] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20210302101920/http://web.lemoyne.edu/~giunta/berzatom.html |date=2 березня 2021 }}; [http://web.lemoyne.edu/~giunta/berzelius.html Part III] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20100607092641/http://web.lemoyne.edu/~giunta/berzelius.html |date=7 червня 2010 }}.</ref><ref>Berzelius' first atomic weight measurements were published in Swedish in 1810: {{cite journal|last=Hisinger|first=W.|author2=Berzelius, J.J.|title=Forsok rorande de bestamda proportioner, havari den oorganiska naturens bestandsdelar finnas forenada|journal=Afh. Fys., Kemi Mineral.|volume=3|pages=162|year=1810}}</ref>
* '''[[1815]]''': Прут публікує свою гіпотезу про те, що всі атомні ваги цілі та кратні атомній вазі водню.<ref>{{cite journal|first=William|last=Prout|year=1815|title=On the relation between the specific gravities of bodies in their gaseous state and the weights of their atoms|url=http://web.lemoyne.edu/~giunta/PROUT.HTML|journal=[[Annals of Philosophy]]|volume=6|pages=321–30|accessdate=23 вересня 2018|archive-date=31 серпня 2006|archive-url=https://web.archive.org/web/20060831174803/http://web.lemoyne.edu/~giunta/prout.html}}</ref> Гіпотезу пізніше відкинуто, враховуючи спостережувану атомну вагу хлору (приблизно 35,5 відносно водню).
* '''[[1819]]''': [[Закон Дюлонга — Пті]], що стосується співвідношення атомної ваги твердого елемента та його питомої теплоємності.<ref>{{cite journal|last=Petit|first=Alexis Thérèse|author2=Dulong, Pierre-Louis|title=Recherches sur quelques points importants de la Théorie de la Chaleur|journal=[[Annales de Chimie et de Physique]]|volume=10|pages=395–413|year=1819}} [http://web.lemoyne.edu/~giunta/PETIT.html English translation] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20090122020257/http://web.lemoyne.edu/~giunta/petit.html |date=22 січня 2009 }}</ref>
* '''[[1819]]''': Робота [[Ейльгард Мітчерліх]] про [[кристал]]ічний [[ізоморфізм]] дозволяє прояснити багато [[Хімічна формула|хімічних формул]], та вирішує кілька неоднозначностей при розрахунку атомних ваг.<ref name="Larousse" />
* '''[[1834]]''': [[Бенуа Поль Еміль Клапейрон|Клапейрон]] встановлює ''закон про ідеальний газ''.<ref>{{cite journal|last=Clapeyron|first=Émile|year=1834|title=Puissance motrice de la chaleur|journal=Journal de l'École Royale Polytechnique|issue=23|volume=14|pages=153–90}}</ref>
[[Рівняння стану ідеального газу]] було першим з багатьох виявлених закономірностей у співвідношеннях між кількістю атомів або молекул в системі та іншими фізичними властивостями системи, незалежно від своєї маси. Проте, цього було недостатньо, щоб переконати всіх вчених про існування атомів і молекул, багато хто вважав це просто корисним інструментом для розрахунку.
* '''[[1834]]''': [[Майкл Фарадей]] формулює свої [[Закони Фарадея|Закони електролізу]], зокрема, про те, що «хімічна дію струму ''постійна для постійної кількості електрики''».
* '''[[1856]]''': [[Август Крьоніг]] виводить з [[Кінетична теорія|кінетичної теорії]] закон про ідеальний газ. [[Рудольф Клаузіус|Клаузіус]] наступного року публікує незалежний висновок.
* '''[[1860]]''': [[Міжнародний хімічний конгрес у Карлсруе]] дебатує відношення між «фізичними молекулами», «хімічними молекулами» та атомами, не досягаючи консенсусу.<ref>[[Шарль Адольф Вюрц|Wurtz's]][http://web.lemoyne.edu/~giunta/karlsruhe.html Account of the Sessions of the International Congress of Chemists in Karlsruhe, on 3, 4, and 5 September 1860] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20160507165020/http://web.lemoyne.edu/~GIUNTA/karlsruhe.html |date=7 травня 2016 }}.</ref>
* '''[[1865]]''': [[Йоганн Йозеф Лошмідт|Лошмідт]] робить першу оцінку величини молекул газу і, отже, кількості молекул у заданому обсязі газу, відому тепер як [[Стала Лошмідта]].
* '''[[1886]]''': [[Якоб Гендрік Вант-Гофф|Вант-Гофф]] демонструє схожість поведінки між розбавленими розчинами та ідеальними газами.
* '''[[1886]]''': Євген Гольдштейн спостерігає [[анодні промені]] в газових розрядах, закладаючи основу [[Мас-спектрометрія|мас-спектрометрії]], інструменту, який згодом використовували для встановлення мас атомів і молекул.
* '''[[1887]]''': [[Сванте Август Арреніус|Арреніус]] описує дисоціацію [[Електроліти|електроліту]] в розчині, вирішуючи одну з проблем дослідження [[Колігативні властивості|колігативних властивостей]].
* '''[[1893]]''': Вперше зафіксовано вживання терміну ''моль'' для опису одиниці кількості речовини&nbsp;— [[Вільгельм Оствальд|Оствальдом]] в університетському підручнику.<ref>{{Cite book|title=Hand- und Hilfsbuch zur ausführung physiko-chemischer Messungen|url=https://archive.org/details/handundhilfsbuc00ostwgoog|last=Ostwald|first=Wilhelm|year=1893|location=Leipzig}}</ref>
* '''[[1897]]''': Вперше зафіксовано вживання терміну ''моль'' англійською.<ref>{{Cite book|title=The Principles of Mathematical Chemistry: The Energetics of Chemical Phenomena|url=https://archive.org/details/principlesmathe00helmgoog|last=Helm|first=Georg|year=1897|publisher=Wiley|location=New York|pages=[https://archive.org/details/principlesmathe00helmgoog/page/n20 6]}}</ref>
На '''межі ХХ століття''', поняття атомних та молекулярних утворень стало загальноприйнятим, але залишалося багато питань, зокрема про великі розміри атомів та їх кількість в цьому зразку. Паралельний розвиток мас-спектрометрії, починаючи з 1886&nbsp;р., підтримує поняття атомної та молекулярної маси і забезпечує інструментарій прямого відносного вимірювання.
* '''[[1905]]''': Стаття [[Альберт Ейнштейн|Ейнштейна]] про [[броунівський рух]] розсіює будь-які останні сумніви щодо фізичної дійсності атомів і відкриває шлях для точного визначення їхньої маси.
* '''[[1909]]''': [[Жан Батист Перрен|Перрен]] вводить поняття ''[[Число Авогадро|сталої Авогадро]]'' і визначає її значення.
* '''[[1913]]''': Відкриття [[Ізотопи|ізотопів]] нерадіоактивних елементів [[Фредерік Содді|Содді]] та [[Джозеф Джон Томсон|Томсоном]].
* '''[[1914]]''': [[Теодор Вільям Річардс|Річардс]] отримує Нобелівську премію з хімії за «визначення атомної ваги великої кількості елементів».<ref>Söderbaum, H.G. (November 11, 1915). ''[http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1914/press.html Statement regarding the 1914 Nobel Prize in Chemistry] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20061101042240/http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1914/press.html |date=1 листопада 2006 }}''.</ref>
* '''[[1920]]''': [[Френсіс Вільям Астон|Астон]] пропонує правило цілого числа&nbsp;— оновлену версію гіпотези Прута.
* '''[[1921]]''': Содді отримує Нобелівську премію з хімії «за роботу з хімії радіоактивних речовин та досліджень ізотопів».<ref>Söderbaum, H.G. (December 10, 1921). ''[http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1921/press.html Presentation Speech for the 1921 Nobel Prize in Chemistry] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20170824133121/http://www.nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1921/press.html |date=24 серпня 2017 }}''.</ref>
* '''[[1922]]''': Астон отримує Нобелівську премію з хімії «за його відкриття ізотопів у великій кількості нерадіоактивних елементів і за його ''правило цілих чисел''»<ref>{{Cite web|title=The Nobel Prize in Chemistry 1922|url=https://www.nobelprize.org/prizes/chemistry/1922/ceremony-speech/|website=NobelPrize.org|accessdate=2023-09-03|language=en-US}}</ref>.
* '''[[1926]]''': Перрін отримує [[Нобелівська премія з фізики|Нобелівську премію з фізики]]&nbsp;— частково за його роботу з вимірювання константи Авогадро.<ref>{{iw|Carl Wilhelm Oseen|Oseen, C.W.|en|Carl Wilhelm Oseen}} (December 10, 1926). ''[http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1926/press.html Presentation Speech for the 1926 Nobel Prize in Physics] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20170316063815/http://www.nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1926/press.html |date=16 березня 2017 }}''.</ref>
* '''[[1959]]/[[1960]]''': Уніфікована шкала атомних ваг на основі {{sup|12}}C = 12 прийнята IUPAP та [[IUPAC]].
* '''[[1968]]''': Моль рекомендований для включення до [[Міжнародна система одиниць (SI)|Міжнародної системи одиниць]] (SI) [[Міжнародний комітет мір і ваг|Міжнародним комітетом мір і ваг]] (CIPM).
* '''[[1972]]''': Моль визнається як [[Основні одиниці SI|основна одиниця SI]] для кількості речовини.
* '''[[2018]]-[[2019]]''': [[IUPAC]] затвердив<ref name="rev" /> нове визначення<ref name="def" /> молю. Уточнене значення сталої Авогадро набрало чинності 20.05.2019<ref name="Convocation-2018" />.

== Примітки ==
{{reflist|30em}}

== Тематичні ресурси ==
* [http://cde.kpi.kharkov.ua/cdes/Yak/2_LP/4/4.8.HTM Величини фізичної хімії і молекулярної фізики та їхні одиниці] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20070521203557/http://cde.kpi.kharkov.ua/cdes/Yak/2_LP/4/4.8.htm |date=21 травня 2007 }}
* [http://www.bipm.fr/en/si/si_brochure/appendix2/substance.html Practical realization of unit definitions: Amount of substance] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20061124222505/http://www.bipm.fr/en/si/si_brochure/appendix2/substance.html |date=24 листопада 2006 }}
* http://www.hemi.nsu.ru/ucheb154.htm {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20070521210819/http://www.hemi.nsu.ru/ucheb154.htm |date=21 травня 2007 }}
* http://alhimik.ru/teleclass/konspect/konsp3-14.shtml {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20070428044458/http://alhimik.ru/teleclass/konspect/konsp3-14.shtml |date=28 квітня 2007 }}

{{добра стаття}}

[[Категорія:Хімічні величини]]
[[Категорія:Фізичні величини]]
[[Категорія:Молекулярна фізика]]