Il nait à Turin le 9 juin, fils d’un magistrat, comte de Quaregno et Ceretta, il obtint sa licence en droit en 1795 puis le doctorat l’année suivante. Il commence par s’exercer comme avocat tout en se cultivant dans les disciplines scientifiques. Avogadro vivait dans une forme de simplicité (malgré son rang social) et de modestie, il mène une vie studieuse et sans histoire, ses œuvres révèlent la beauté de style d’un grand humaniste. Marié avec Félicita Mazze di Biella, ils ont eu six enfants.

Un professeur de lycée…

En 1803, il fait une première communication à l’Académie Royale des Sciences de Turin, il est alors nommé professeur de mathématiques et de physique au lycée Vercelli. Puis, en 1811, il publie son célèbre mémoire sur les masses relatives des molécules élémentaires de corps. La chaire de physique supérieure de l’université de Turin est crée pour lui en 1820 puis supprimée l’année suivante, recrée en 1833, Cauchy s’y installe puis Avogadro la récupère quelques temps après pour la conserver jusqu’en 1850.

Réfléchissant aux résultats de Gay-Lussac, et considérant qu’un gaz est un ensemble de particules élémentaires ou molécules, indépendantes les unes des autres, Avogadro a conclut que, dans des conditions identiques de pression et de température, des volumes égaux de gaz simples ou composés renfermaient le même nombre de molécules. Et ceci malgré la nature d’un gaz qui varie en masse. Ainsi, la mesure expérimentale de la densité d’un gaz permet de calculer sa masse molaire car cette densité est environ égale à sa masse molaire divisée par 29.

L’analyse volumique

L’approche novatrice d’Avogadro s’inscrit dans une perception « en volume » de la combinaison des corps simples en corps composés qui permettra de clarifier la différence entre un atome et une molécule. En effet, Dalton, avec son analyse massique des combinaisons dans les réactions chimiques considérait que la molécule d’eau était composée d’un atome d’oxygène et d’un atome d’hydrogène, il admettait donc que le rapport des masses était de 8 à 1. Constatant que le rapport de la densité des deux gaz n’était pas voisin de 8 mais de 16, Avogadro conclura que le rapport des masses entre l’atome d’oxygène et d’hydrogène est de 16 à 1.

Ainsi la constitution chimique de l’eau sera représentée par H₂O et non par HO. C’est pourquoi, une molécule d’oxygène (O₂) doit donner naissance à deux molécules d’eau, il faut donc en conclure que les molécules d’oxygène sont « biatomiques » et que l’atome d’oxygène est « bivalent ».

Cette distinction dans l’analyse chimique entre l’approche massique et l’approche volumique permettra d’effectuer une différence entre atome et molécule dans les corps simples. Cette nouvelle représentation s’étendra aux corps composés pour que la chimie puisse édifier un système cohérent de formules pour la constitution des corps.

Finalement, une centaine d’années est nécessaire pour que les idées intuitives d’Avogadro sur la perception atomistique de la réalité prennent l’ampleur nécessaire d’une conviction unanime des savants à cet égard. Cet un disciple à lui, du nom de Cannizzaro, qui en 1860 réussi à imposer la vision atomistique. A partir de 1880, les hommes de sciences pari de plus en plus sur la réalité individuelle de la molécule et de l’atome pour schématiser les objets élémentaires et constitutifs de la matière comme hypothèse essentielle aux physiciens qui s’y appui pour étayer leurs explications de la réalité phénoménologique.

Alors, par la suite, les scientifiques ont évalué le nombre de molécules effectivement contenues dans une certaine quantité de matière.

Définition de la mole

La notion de mole appartient au domaine macroscopique de la réalité c’est-à-dire qu’elle s’inscrit dans le domaine de l’observable et du mesurable. C’est pourquoi, les positivistes comme Berthelot ne croyaient pas à la théorie atomistique puisqu’il semblait impossible de « voir directement » l’atome. En effet, il faut attendre 1986 (prix Nobel) et le microscope électronique par effet tunnel pour effectuer une « photo directe » des atomes.

La mole est une quantité de matière définie en nombre de particules, elle contient autant d’atomes qu’il y en a dans 12 g du nucléide

Ce nombre est appelé la constante d’Avogadro : N_a = 6,022.10²³ mol^-1 c’est à dire : 602.200.000.000.000.000.000.000 éléments dans une mole. S’il s’agissait de dollars, on peut acheter le monde, le PIB de chaque pays évalué en somme à 60.000.000.000.000  € soit 60 mille milliards d’euros c’est-à-dire 10¹³ éléments, nombre très inférieur au nombre d’Avogadro, nombre 10 milliards de fois plus petit que le nombre d’Avogadro. Et les physiciens ont réussis à le calculer… Ce n’est pas rien comme chiffre pour quantifier le nombre d’atome d’oxygène dans 16 grammes de matière ou dans 12 grammes de carbone, Avogadro nous dit qu’il s’agit du même nombre d’atomes.

La constante d’Avogadro permet donc d’établir un trait d’union entre les domaines macroscopique et microscopique. Puisque la matière est discontinue, une certaine masse de matière correspond aussi à un certain nombre de particules, à une quantité de matière qui peut se mesurer en masse ou en volume.

Par conséquent, l’échelle des masses atomiques relatives et l’échelle des masses molaires atomiques (en gramme) sont proportionnelles et le facteur de passage est la constante d’Avogadro :

1 u.m.a = 1/Na = 1,66.10^-24 g.

Dans le cas des gaz, une mole représente encore des masses différentes selon la nature du gaz qu’il s’agit. Par contre, une mole de gaz occupe toujours le même volume dans des conditions données de température et de pression, quel que soit le gaz. Ainsi parle-t-on du volume molaire des gaz, à 0°C et sous 1 atmosphère (1013 hPa), le volume molaire est de 22,414 L. C’est la loi d’Avogadro, réciproquement, elle est également vraie.