Η έννοια mole Ανδρέας Ιωάννου Κασσέτας

Τις πατάτες τις αγοράζουμε με το κιλό και τα αυγά με το κομμάτι. Δεν τα ζυγίζουμε. Μπορούμε να πάρουμε τρία πακέτα των έξι αυγών. Το ίδιο κάνουμε με το κιβώτιο με τις μπύρες, με τις τσίχλες dentyne, ένα πακέτο με δώδεκα όμοιες, ή και με τα πακέτα χαρτιού για τον εκτυπωτή, καθένα έχει πεντακόσια φύλλα χαρτί.

Σε κάθε υλικό αντικείμενο οι φυσικοί και οι χημικοί αποδίδουν μια τιμή μάζας, με κριτήριο την αδράνειά του ( ή και το βάρος του ) και τη μετρούν είτε με το χιλιόγραμμο είτε με το mole.

H παλιότερη μονάδα είναι βέβαια το 1 kg, «της Γαλλικής Επανάστασης», η ποσότητα νερού που «χωράει» σε ένα λίτρο. Μπορεί να μετρήσει τη μάζα που έχει ένα οποιοδήποτε αντικείμενο αδιαφορώντας για το «από τι είναι φτιαγμένο», είτε είναι ένα ποτήρι με φραπέ, αέρας, σαμπουάν, πρωτόνιο, κορίτσι,

τραπεζομάντηλο, διοξείδιο του άνθρακα ή κατηφές.

Στην αυγή του εικοστού αιώνα έκανε την εμφάνισή του και το mole.

Προηγήθηκε η εδραίωση της κάποτε τολμηρής ιδέας ότι

η ύλη συγκροτείται

από αόρατα κινούμενα σωματίδια.

Η ερώτηση λοιπόν « πόσα mole είναι το τραπεζομάντηλο» στερείται νοήματος. Το mole μετράει μόνο ουσίες.

Η μάζα μιας ποσότητας οξυγόνου μπορεί να μετρηθεί σε γραμμάρια αλλά μπορεί να μετρηθεί και σε «moles».

Στη δεύτερη αυτή μέτρηση δεν γνωρίζουμε μόνο την αδράνειά της (και το βάρος της) αλλά και τον αριθμό των σωματιδίων που τη συγκροτούν, γιατί κάθε mole παραπέμπει σε ορισμένο αριθμό όμοιων σωματιδίων. Το ίδιο ισχύει και για μία ποσότητα ανθρακικού νατρίου, βενζολίου, σιδήρου, οινοπνεύματος.

Πόσο είναι ένα mole ;

The mole is the amount of substance of a system which contains as many elementary entities as there are atoms in 0.012 kilogram of carbon-12

Τι σωματίδια είναι αυτά ;

Σε μια ουσία – χημική ένωση - όπως το νερό θα μπορούσε να είναι μόρια

Σε μια ουσία όπως το θείο θα μπορούσε να είναι άτομα. Θα μπορούσε επίσης να είναι και ιόντα

Γιατί όμως διάλεξαν τα « 12 γραμμάρια του άνθρακα » ;

H αρχική ιδέα ήταν το mole να οικοδομηθεί ως ένα πακέτο με τα άτομα

που περιέχονται σε ένα γραμμάριο υδρογόνου.

Εξάλλου και μία ανάλογη σκέψη ήταν ως μονάδα ατομικής μάζας να χρησιμοποιηθεί η μάζα του ελαφρότερου ατόμου , του ατόμου δηλαδή του υδρογόνου. Ήταν μια πρόταση του Dalton του θεμελιωτή της ατομικής θεωρίας. 50 χρόνια αργότερα ο Stanislao Cannizzaro, πρωτοπόρος σε αυτά τα ζητήματα, υιοθέτησε την πρόταση για το άτομο του Υδρογόνου και βασιζόμενος στην υπόθεση Avogadro δημιούργησε μία λίστα των τότε γνωστών στοιχείων με βάση το λεγόμενο «ατομικό βάρος» καθενός.

Την ίδια όμως εποχή – στα μέσα του 19^ου αιώνα – ήταν αρκετοί οι χημικοί αμφισβήτησαν την καταλληλότητα του Υδρογόνου και προτίμησαν το άτομο του Οξυγόνου ως βάση για τις μετρήσεις των μαζών των άλλων ατόμων. Κι αυτό διότι για να προσδιοριστεί η ατομική μάζα κάθε άλλου στοιχείου έπρεπε να σχηματίζει κάποια χημική ένωση με το υδρογόνο, με το οποίο θα γινόταν και η σύγκριση. Η επιλογή «Υδρογόνο» παρουσίαζε σοβαρά προβλήματα δεδομένου ότι το Υδρογόνο δεν σχηματίζει ιδιαίτερα πολλές ενώσεις με άλλο στοιχείο. Με το Οξυγόνο τα πράγματα είναι διαφορετικά. Ενώνεται με πολύ περισσότερα στοιχεία και από τις ενώσεις αυτές θα μπορούσε να προσδιοριστούν οι αντίστοιχες ατομικές μάζες συγκρινόμενες με εκείνη του οξυγόνου.

Στις αρχές του 20^ου αιώνα οι Γερμανοί χημικοί πρότειναν ως βάση για τις μετρήσεις τη μάζα του 1/16 του ατόμου του Οξυγόνου αλλά η πρόταση δεν έγινε παγκόσμια αποδεκτή.

Τη δεύτερη δεκαετία του 20^ου αιώνα ο Άγγλος φυσικός Aston επινόησε μέθοδο – με μαγνητικά πεδία – για τη μέτρηση της μάζας κάθε ατομικού πυρήνα και με τις μετρήσεις αυτές διαπιστώθηκε ότι σε μια τυχαία ποσότητα ουσίας ( υδρογόνου, οξυγόνου, χλωρίου, άνθρακα ) τα άτομα δεν είναι όμοια, αλλά υπάρχουν και «μειονότητες» ισοτόπων με διαφορετική μάζα.

Ο ίδιος ο Aston πρότεινε ως μονάδα ατομικής μάζας το 1/16 της μάζας του ατόμου του οξυγόνου-16, περίπου ίση με τη μάζα του ατόμου του υδρογόνου, και ο αντίστοιχος πρώτος ορισμός του mole για τους φυσικούς ήταν «η μάζα ενός πακέτου ατόμων που περιέχεται σε 16 γραμμάρια οξυγόνου-16».

Μετά το 1927 η επιλογή αυτή κυριάρχησε και διατηρήθηκε επί 30 περίπου χρόνια.

Τη δεκαετία του 1950 έκανε την εμφάνισή της η ιδέα «Άνθρακας-12» η οποία τελικά κρίθηκε ως η καλύτερη λύση .

Από τότε Μονάδα ατομικής μάζας ( 1 u το οποίο είναι προσεγγιστικά ίσο με το παλαιότερο 1 amu ) θεωρείται το ¹/₁₂ της μάζας του ατόμου του άνθρακα-12.

Η μάζα του ατόμου του υδρογόνου είναι περίπου 1u (ακριβέστερα 1,0078u), η μάζα του ατόμου του ηλίου-4 είναι περίπου 4u (ακριβέστερα 4,0026u), η μάζα του ατόμου του σιδήρου-56 είναι περίπου 56u (ακριβέστερα 55,934939 u), η μάζα του ατόμου του άνθρακα-12 είναι – βάση του ορισμού - 12u ακριβώς.

Τα άτομα που περιέχονται σε 12 g άνθρακα-12 είναι περίπου τα άτομα που περιέχονται σε ένα γραμμάριο υδρογόνου

.

Πόσα είναι τα άτομα σε 12 γραμμάρια άνθρακα-12 ;

Η μάζα ενός ατόμου άνθρακα-12 είναι 12u (ή 12 amu), άρα η μάζα των Ν_Α ατόμων του θα είναι 12u.Ν_Α και συγχρόνως ίση με 12 g . 12 g = Ν_Α 12u Ν_Α = 1 g/u ή uΝ_Α= 1 g

Στον εικοστό αιώνα η ατομική μονάδα μάζας 1u μετρήθηκε ίση με 1,6605.10^-24 g,

άρα Ν_Α = 1/1,6605.10^-24 Ν_Α = 6,022. 10²³

Το ένα mole άνθρακα είναι δηλαδή 12 g.

Πόσα γραμμάρια είναι το ένα mole θείου ;

Η μάζα του κάθε ατόμου θείου είναι 32u, άρα ένα mole θείου = Ν_Α.32u = 32 g

Το 32 είναι το μοριακό βάρος ( σχετική μοριακή μάζα) του θείου. Μπορούμε λοιπόν σε κάθε περίπτωση να πούμε ότι το mol μιας χημικής ένωσης θα είναι όσο η σχετική μοριακή της μάζα σε ΓΡΑΜΜΑΡΙΑ ;

Ακριβώς.

Τον τεράστιο αριθμό 6,022. 10²³ τον προσδιόρισαν τον 20^ο αιώνα;

Όχι ακριβώς. Οι θεωρητικοί του 19^ου αιώνα τον προσδιόρισαν για πρώτη φορά με μεθόδους θερμοδυναμικής και του έδωσαν το όνομα του Ιταλού χημικού Avogadro.

Ο Avogadro δηλαδή υπολόγισε πρώτος τον αριθμό αυτόν;

Όχι. Ο Amedeo Avogadro ενδιαφέρθηκε για τον όγκο και για τα αέρια. Το 1811 έκανε μία πρωτοποριακή υπόθεση για τα αόρατα «σωματίδια» - ακόμα δεν είχε αποσαφηνιστεί η διαφορά των εννοιών μόριο και άτομο – οποιουδήποτε αερίου. Διατύπωσε την Υπόθεση ότι

σε ίσους ΟΓΚΟΥΣ αερίων ( στις ίδιες συνθήκες θερμοκρασίας και πίεσης ) περιέχεται ο ίδιος αριθμός σωματιδίων, ανεξάρτητα από τη χημική τους δομή

Σε ένα λίτρο οξυγόνου περιέχονται τόσα σωματίδια όσα και σε ένα λίτρο υδρογόνου, αζώτου ή διοξειδίου του άνθρακα. Αυτό που υπολογίστηκε αργότερα είναι ότι σε δύο γραμμάρια υδρογόνου ( στις ίδιες συνθήκες θερμοκρασίας και πίεσης ) καταλαμβάνουν όγκο όσο τα 32 γραμμάρια οξυγόνου, όσο τα 28 γραμμάρια αζώτου, όσο τα 44 γραμμάρια διοξειδίου του άνθρακα. Μία επίσης σημαντική ιδέα του Avogadro ήταν η αντίληψη για τη διαφοροποίηση των αόρατων σωματιδίων σε ΑΤΟΜΑ και ΜΟΡΙΑ Στα 50 χρόνια που ακολούθησαν οι δύο σημαντικές προτάσεις του Amedeo Avogadro δεν έγιναν αποδεκτές και ξεχάστηκαν. Πενήντα περίπου χρόνια αργότερα – ο επίσης Ιταλός Stanislao Cannizzaro και στο Πρώτο Συνέδριο Χημείας στην Καρλσρούη, το 1860, έπεισε τους χημικούς να υιοθετήσουν τις προτάσεις του Avogadro ώστε να βγει η Χημεία από τον κυκεώνα στον οποίο επί μισό αιώνα είχε βρεθεί. Ο ίδιος αξιοποίησε την υπόθεση Avogadro και δημιούργησε μία λίστα των τότε γνωστών στοιχείων με βάση το λεγόμενο «ατομικό βάρος» καθενός . Βασιζόμενος στην εργασία του ο Αυστριακός καθηγητής Γυμνασίου Josef Loschmidt κατάφερε το 1865 να υπολογίσει τον «αριθμό των σωματιδίων» σε ένα δεδομένο όγκο αέρα. Οι υπολογισμοί του βελτιώθηκαν και οι χημικοί οδηγήθηκαν στην έννοια mole. Το 1860, για να τιμηθεί ο Avogadro ο οποίος είχε φύγει από τη ζωή, δόθηκε το όνομα «αριθμός Avogadro», ο οποίος σήμερα υπολογίζεται σε 6,022. 10²³ .

Σε τι μας χρειάζεται η έννοια mole;

Κατά την εξέλιξη ορισμένων ΦΑΙΝΟΜΕΝΩΝ η ερμηνεία και η πρόβλεψη δείχνει

να μην βασίζεται «στην τιμή της μάζας ή του όγκου» του σώματος αλλά στο

«πόσα σωματίδια» εμπεριέχονται στο σώμα. Κάτι ανάλογο συμβαίνει και κατά την περιγραφή των ιδιοτήτων ορισμένων σωμάτων. Έτσι ο ορισμός μίας συγκεκριμένης ποσότητας σωματίων ήταν αναγκαίος για την εκτίμηση των τιμών των ιδιοτήτων αυτών και για την εξεύρεση των ποσοτικών σχέσεων που τις περιγράφουν.

Ο προσδιορισμός της ποσότητας της ύλης με τον αριθμό (διεθνές σύμβολο n) των mol εμφανίζεται ως αναγκαιότητα σε ΦΑΙΝΟΜΕΝΑ όπως οι ΧΗΜΙΚΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ και οι μεταβολές των αερίων στη ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ.

1. Οι χημικές αντιδράσεις

Οι συντελεστές της χημικής εξίσωσης κάθε αντίδρασης δείχνουν τον αριθμό των μορίων που συμμετέχουν σε αυτή και κατ’ επέκταση την αναλογία των mol με την οποία οι ουσίες συμμετέχουν στην αντίδραση. Έτσι στην παρακάτω αντίδραση καύσης

CH3CH2OH	+	3O2	→	2CO2	+	3H2O
1 mol οινοπνεύματος	καίγεται με	3 mol οξυγόνου	και παράγει	2 mol διοξειδίου του άνθρακα	και	3 mol νερού

Σε επίπεδο Μικρόκοσμου. Βασιζόμενοι στην ατομική θεωρία και στη χημική δομή των αντίστοιχων ενώσεων, συμπεραίνουμε ότι

ένα μόριο CH₃CH₂OH απαιτεί τρία μόρια οξυγόνου για πλήρη καύση και δημιουργούνται δύο μόρια διοξειδίου του άνθρακα και τρία μόρια νερού

CH3CH2OH	+	3O2	→	2CO2	+	3H2O
ένα μόριο οινοπνεύματος	αντιδρά με	3 μόρια οξυγόνου	και προκύπτουν	2 μόρια διοξειδίου του άνθρακα	και	3 μόρια νερού

Σε επίπεδο Μακρόκοσμου. Για να μεταφέρουμε τις αναλογίες αυτές στο επίπεδο των μετρήσεων δεχόμαστε ότι Ν_Α μόρια οινοπνεύματος ( ένα mol της ουσίας οινόπνευμα) απαιτούν 3Ν_Α μόρια οξυγόνου ( 3 mol της ουσίας οξυγόνο) με πρόβλεψη να δημιουργούνται 2Ν_Α μόρια διοξειδίου του άνθρακα ( 2 mol της ουσίας διοξείδιο του άνθρακα) και 3Ν_Α μόρια νερού ( 3 mol της ουσίας νερό). Η σχετική χημική αντίδραση μπορεί λοιπόν να «διαβαστεί» και ότι:

CH3CH2OH	+	3O2	→	2CO2	+	3H2O
1 mol οινοπνεύματος	καίγεται με	3 mol οξυγόνου	και παράγει	2 mol διοξειδίου του άνθρακα	και	3 mol νερού

Μπορούμε δηλαδή να προβλέψουμε ότι για την πλήρη καύση τους

46 g οινοπνεύματος απαιτούν 96 οξυγόνου καθώς και ότι θα προκύψουν 88 διοξειδίου του άνθρακα και 54 νερού. Οι μετρήσεις μας επιβεβαιώνουν τη συγκεκριμένη αυτή πρόβλεψη.

2. Η θερμοδυναμική ισορροπία των ιδανικών αερίων

Η σχέση αυτή που ονομάζεται και καταστατική εξίσωση των ιδανικών αερίων PV=nRT

Βάσει της υπόθεσης Avogadro, σε δεδομένες συνθήκες θερμοκρασίας και πίεσης, ο όγκος ενός mol οποιουδήποτε αερίου είναι «ίδιος» για όλα τα αέρια.

Στις λεγόμενες «κανονικές συνθήκες» ( 1 atm, 273 K) ο όγκος αυτός (γραμμομοριακός όγκος, V_m) μετρήθηκε ίσος με 22,4 λίτρα. Άρα ο όγκος n mol αερίου σε κανονικές συνθήκες θα είναι nVm.

Με άλλα λόγια ο όγκος ενός αερίου σε κανονικές συνθήκες εξαρτάται μόνο από το «πόσα σωματίδια συγκροτούν το αέριο» και όχι από το πόσα γραμμάρια είναι το αέριο.

Αν συνδυάσουμε την υπόθεση αυτή με τους νόμους των ιδανικών αερίων ( Boyle, GayLussac, Charles) καταλήγουμε σε ένα σημαντικό συμπέρασμα. Φανταζόμαστε μια ποσότητα ιδανικού αερίου σε κανονικές συνθήκες (p₀ = 1atm, T₀ = 273K άρα όγκος nV_m) να υφίσταται ισόθερμη εκτόνωση μέχρι να γίνει η πίεση του p’ και ο όγκος του V΄, οπότε p₀nV_m= p’V’. Στη συνέχεια το φανταζομαστε να υφίσταται ισόχωρη ψύξη μέχρι η πίεσή του να γίνει p και η θερμοκρασία του Τ, οπότε p/p’ = T/T₀ . Από τις δύο σχέσεις – δεδομένου ότι ο τελικός όγκος V είναι ίσος με V’ - προκύπτει ότι pV/T = np₀V_m/T₀.

Η ποσότητα p₀V_m/T₀ συνιστά παγκόσμια σταθερά, συμβολίζεται διεθνώς με γράμμα R και λέγεται παγκόσμια σταθερά των αερίων. Αν δηλαδή συνδυάσουμε την υπόθεση Avogadro με τους πειραματικούς νόμους των ιδανικών αερίων καταλήγουμε στη μαθηματική δομή

pV = nRT

η οποία περιγράφει τη θερμοδυναμική ισορροπία οποιουδήποτε ιδανικού αερίου και λέγεται «καταστατική εξίσωση των ιδανικών αερίων»

Η σχέση αυτή μας λέει, ανάμεσα σε άλλα, ότι

α. σε οποιαδήποτε κατάσταση ( θερμοδυναμικής ισορροπίας, p, T) και να βρεθεί το αέριο ο όγκος του μπορεί να προβλεφθεί εάν γνωρίζουμε τον αριθμό των σωματιδίων (τον αριθμό των moles )

β. κατά την εξέλιξη του φαινομένου «μεταβολή υπό δεδομένη σταθερή θερμοκρασία», το γινόμενο «πίεση επί όγκος» καθορίζεται από τον αριθμό των σωματιδίων

Αν η καταστατική εξίσωση συνδυαστεί με την κινητική θεωρία των αερίων προκύπτει επίσης ότι για οποιοδήποτε μονατομικό αέριο

α. Σε δεδομένη θερμοκρασία, η τιμή της εσωτερικής του ενέργειας καθορίζεται μόνο από τον αριθμό των σωματιδίων του U = 3nRΤ/2

β. Κατά το φαινόμενο «θέρμανση υπό σταθερό όγκο», η θερμότητα που απορροφά για δεδομένη αύξηση της θερμοκρασίας του, καθορίζεται μόνο από τον αριθμό των σωματιδίων του Q = nc_VΔΤ

γ. Κατά το φαινόμενο «θέρμανση υπό σταθερή πίεση», η θερμότητα που απορροφά για δεδομένη αύξηση της θερμοκρασίας του, καθορίζεται μόνο από τον αριθμό των σωματιδίων του Q = nc_VΔΤ

Πότε ακριβώς εμφανίζεται η έννοια mole ;

Στις αρχές του 20^ου αιώνα αρχίζει να γίνεται με σαφήνεια ο διαχωρισμός μεταξύ της έννοιας του μορίου και της έννοιας του ατόμου. Έτσι προκύπτει η αναγκαιότητα για τον ποσοτικό προσδιορισμό μιας έννοιας του Μακρόκοσμου που θα δείχνει «πόσα σωματίδια περιέχονται σε μία ποσότητα ουσίας».

Ο πρώτος που εισάγει την έννοια “mol” ως μονάδα μέτρησης της «ποσότητας μίας ουσίας» είναι ο Wilhelm Ostwald Το 1900 αναφέρει: [. . . das in Grammen augedruckte [. . .] Molekulargewicht eines Stoffes soll fortan ein Mol heissen] (Το αναγόμενο σε γραμμάρια μοριακό βάρος θα ονομάζεται από εδώ και πέρα Mol). Ο ίδιος αργότερα συνδέει το mol και με τον γραμμομοριακό όγκο του ιδανικού αερίου σε συνθήκες STP: [eine solche Menge irgendeines Gases, welche das Volum von 22412 ccm im Normalzustand einnimt nennt man ein Mol]" (μία τέτοια ποσότητα ιδανικού αερίου που καταλαμβάνει όγκο 22.412 cm³ σε κανονικές συνθήκες θα ονομάζεται ένα mol).

Ο Ostwald προτιμά τον όρο mol (προερχόμενο από το λατινικό moles που σημαίνει «δομή με μεγάλη μάζα») για να εκφράσει την έννοια «gram Molekül» που χρησιμοποιείται στην εποχή του καθώς η λέξη «αγγλικά molecule, γερμανικά Molekül» προϊδεάζει ότι πρόκειται για μικρή μάζα. Στην αγγλική «molecule» σημαίνει «μικρό κομματάκι»

Μέχρι και τα μέσα του εικοστού αιώνα ο ορισμός του mol δίχαζε τους φυσικούς και τους χημικούς. Η διεθνής ένωση φυσικών IUPAP το ορίζει σαν την ποσότητα ατόμων που περιέχονται σε 16 γραμμάρια του ισοτόπου του οξυγόνου-16 ενώ η διεθνής ένωση χημικών IUPAC το ορίζει σαν την ποσότητα ατόμων που περιέχονται σε 16 γραμμάρια οξυγόνου (σύνηθες μείγμα ισοτόπων).

Η διαφορά μεταξύ των δύο αυτών ορισμών είναι βέβαια πολύ μικρή αλλά ικανή να επιφέρει σύγχυση στα αποτελέσματα των μετρήσεων. Το 1960 οι δύο ενώσεις συμφωνούν στο σημερινό ορισμό του mol και το 1971 γίνεται δεκτός από το 14^ο συνέδριο μέτρων και σταθμών (CGPM).

Το 1980 το CIPM διευκρινίζει ότι στον ορισμό του mol τα άτομα του άνθρακα-12 θα πρέπει να είναι ελεύθερα από χημικούς δεσμούς και στη θεμελιώδη ενεργειακή τους κατάσταση

Εκτός από τις χημικές αντιδράσεις και τα φαινόμενα της Θερμοδυναμικής πού αλλού είναι αναγκαία η χρήση του mole;

Το mole είναι επίσης αναγκαίο κατά τις προσθετικές ιδιότητες των μη ιοντικών διαλυμάτων

Οι ιδιότητες αυτές εξαρτώνται μόνο από τον αριθμό των μορίων του σώματος που είναι διαλυμένο ανά μονάδα όγκου του διαλύματος. Έτσι οι τιμές των προσθετικών ιδιοτήτων είναι ουσιαστικά συνάρτηση της συγκέντρωσης του διαλύματος. Οι προσθετικές αυτές ιδιότητες είναι:

α. Η πτώση τάσης των ατμών του διαλύτη κατά τη διάλυση μίας μοριακής ουσίας. Η τιμή της τάσης του διαλύματος καθορίζεται από το νόμο του Raoult

β. Η ανύψωση του σημείου του σημείου βρασμού του διαλύματος σε σχέση με το σημείο βρασμού του καθαρού διαλύτη και η ταπείνωση του σημείου τήξης του διαλύματος σε σχέση με το σημείο τήξης του καθαρού διαλύτη. Οι ιδιότητες αυτές είναι ανάλογες με τη συγκέντρωση του διαλύματος

γ. Η ωσμωτική πίεση του διαλύματος. Η τιμή της ωσμωτικής πίεσης είναι ανάλογη με τη συγκέντρωση του διαλύματος και καθορίζεται από το νόμο Van’t Hoff.

η Ημέρα του MOLE

Τι ακριβώς είναι η Mole day ;

Η Mole Day – η Ημέρα του MOLE - γορτάζεται από τους χημικούς της Βόρειας Αμερικής κάθε χρόνο στις 23 Οκτωβρίου ανάμεσα στις 6.02 το πρωί και 6.02 το απόγευμα ( σύμφωνα με τον αμερικανικό τρόπο γραφής των ημερομηνιών 6:02 10/23 ) . Η ιδέα γεννήθηκε το 1980 με ένα άρθρο στο Teacher Science. Το άρθρο υπήρξε πηγή έμπνευσης για τον Maurice Oehler – καθηγητή Χημείας στο Wisconsin τώρα συνταξιούχο – ο οποίος το 1991 δημιούργησε το Εθνικό Ιδρυμα « Ημέρα του mole » . Πολλά σχολεία στις Ηνωμένες Πολιτείες και τον Καναδά παίρνουν κάθε χρόνο μέρος στην Ημέρα του mole με σκοπό να προκαλέσουν το ενδιαφέρον των μαθητών για τη Χημεία και να ανακαλύψουν τη γοητεία της. Ο Αρτ Λόγκαν, καθηγητής Χημείας στο Michigan, έχει προτείνει μια σειρά από δραστηριότητες με φαντασία στην ιστοσελίδα του Ιδρύματος Mole Day

( http://www.moleday.org/ ) . Ορισμένες από τις προτάσεις είναι «φτιάξε μια λίστα με οικιακά αντικείμενα και χρησιμοποιήστε τη γλώσσα της Χημείας για να τα περιγράψετε., όπως λόγου χάρη «κάτι που περιέχει όξινο ανθρακικό νάτριο» ή «γράψτε ένα mole day ποίημα, μια ιστορία, ένα κόμικ ή ένα καρτούν»

Πρόταση για τη Mole Day, 2007 Mole Day, 2006

( Για να κατανοηθεί και το χιούμορ των αγγλόφωνων πρέπει να θυμισουμε

ότι στην αγγλική γλώσσα mole σημαίνει και τυφλοπόντικας

καθώς και ότι η πρόταση για το 2007 παραπέμπέι στο « θυμίσου το Άλαμο» )