Mol

Dieser Artikel beschäftigt sich mit der Maßeinheit Mol; zu anderen Begriffen siehe Mol (Begriffsklärung).

Das Mol (Einheitenzeichen: mol) ist die SI-Basiseinheit der Stoffmenge. Wichtig ist das Mol für Mengenangaben bei chemischen Reaktionen.

Definition

Im SI-Einheitensystem ist das Mol eine Basiseinheit und so definiert:

Das Mol ist die Stoffmenge eines Systems, das aus ebenso vielen Einzelteilchen besteht, wie Atome in 12 Gramm des Nuklids Kohlenstoff-12 (¹²C) enthalten sind; sein Symbol ist „mol“.

Wenn das Mol benutzt wird, müssen die verwendeten Einzelteilchen angegeben werden; es kann sich dabei um Atome, Moleküle, Ionen, Elektronen, Photonen, sonstige Teilchen oder spezifizierte Gruppen solcher Teilchen handeln.^[1]

Anders ausgedrückt haben 12 Gramm Kohlenstoff-12 genau die Stoffmenge ein Mol. Ein Mol Atome natürlichen Kohlenstoffs hingegen hat aufgrund des Isotopengemischs eine Masse von 12,0107 Gramm. Teilchenzahl und Stoffmenge sind einander proportional, so dass eine beliebige dieser beiden Größen als Maß für die andere dienen kann.

Die Teilchenzahl pro ein Mol Stoffmenge (Avogadro-Konstante) hat den Wert:^[2]

$ 6{,}022\;141\;29\;(27)\cdot 10^{23}\ \mathrm {mol} ^{-1} $

Ein Mol eines Stoffes enthält also ca. 602 Trilliarden Teilchen dieses Stoffes.

Historisches

Der Begriff „Mol“ wurde 1893 von Wilhelm Ostwald geprägt und ist vermutlich von „Molekül“ abgeleitet. Im SI ist 1971 das Mol als Basiseinheit eingeführt worden. Damit wurde der Anwendungsbereich des SI auf die Chemie ausgedehnt. Vor Etablierung des SI ist das Mol überwiegend als Masseneinheit angesehen worden. Ältere Bezeichnungen sind Grammatom (nur für Elemente) und Grammolekül (nur für Verbindungen). So heißt es in DIN 1310 „Gehalt von Lösungen“ vom April 1927: „Als Masseneinheiten dienen […] das Mol, d. h. soviel Gramm des Stoffes, wie sein Molekulargewicht angibt […]“. Allerdings wurde durch die Anwendung des Molekular„gewichts“ hier eine Stoffmasse – keine -menge heutiger Sicht – beschrieben und als „Stoffmenge“ bezeichnet. In der heutigen Mol-Definition des SI hingegen wird die Stoffmenge von Teilchenzahl und Masse formal klar unterschieden.

Dezimale Einheiten

Gebräuchliche dezimale Teile und Vielfache des Mols sind:

Molares Volumen

Das molare Volumen eines Stoffes ist eine stoffspezifische Eigenschaft, die angibt, welches Volumen ein Mol eines Stoffes ausfüllt. Für ein ideales Gas gilt, dass ein Mol bei Normalbedingungen (273,15 K, 101325 Pa) ein Volumen von 22,414 Liter einnimmt. Für reale Gase, Feststoffe und Flüssigkeiten ist das molare Volumen dagegen stoffabhängig.

Molare Masse

Die molare Masse M ist der Quotient aus Masse und Stoffmenge eines Stoffes. In der Einheit g/mol besitzt sie denselben Zahlenwert wie die Atommasse, also die Masse eines Atomes, in u (atomare Masseneinheit). Ihre Bedeutung ist äquivalent zum früheren „Atomgewicht“ in der Chemie.

Berechnung von Stoffmengen

Zur Berechnung wird folgende Formel verwendet: $ n={\frac {m}{M}} $

Dabei bezeichnet $ n $ die Stoffmenge, $ m $ die Masse und $ M $ die molare Masse. $ M $ kann für chemische Elemente Tabellenwerken entnommen und für chemische Verbindungen bekannter Zusammensetzung aus solchen Werten errechnet werden.

Die atomare Masse, die für jedes chemische Element in Tabellen angegeben wird, bezieht sich dabei auf das natürliche Isotopengemisch. So ist zum Beispiel als Atommasse für Kohlenstoff 12,0107 u angegeben. Dieser Wert ist zum Beispiel für in ¹³C angereichertes Material nicht anzuwenden. Während bei stabilen Elementen die Abweichungen von Isotopenmischungen, wie sie in der Natur vorkommen, relativ gering sind, kann insbesondere bei radioaktiven Elementen das Isotopengemisch stark von der Herkunft und dem Alter des Materials abhängen.

Verwendung der Einheit Mol bei Konzentrationsangaben

Die Einheit Mol findet häufig Verwendung in zusammengesetzten Einheiten zur Angabe von Konzentrationen (Lösungen, Säuregehalt von Lösungen usw.). Eine der häufigsten Verwendungen ist die x-molare Lösung (das x steht darin für eine beliebige rationale positive Zahl). Die Bedeutung ist

Beispiel:

Eine 2,5-molare A-Lösung enthält 2,5 mol des gelösten Stoffes A in 1 Liter der Lösung.

Siehe dazu auch: Stoffmengenkonzentration

Beispiele

Masse von 1 Mol Helium

• 1 Atom Helium hat eine Masse von ungefähr 4 u (ein Helium-Atom hat 2 Protonen und 2 Neutronen, die Elektronen sind in diesem Beispiel wegen ihrer vergleichsweise sehr geringen Masse vernachlässigt, ebenso wie der Massendefekt durch die bei Kernbildung frei werdende Bindungsenergie. Helium-Gas ist einatomar, daher bezieht sich im folgenden Beispiel das Mol auf He-Atome, ohne dass es einer besonderen Erwähnung bedarf.)
• 1 mol Helium hat also eine Masse von etwa 4 g und enthält ungefähr 6,022·10²³ Helium-Atome.

Masse von 1 Mol Wasser

• 1 mol eines Stoffes enthält ungefähr 6,022·10²³ Teilchen.
• 1 Wassermolekül H₂O besteht aus 1 Sauerstoffatom und 2 Wasserstoffatomen.
• Das Sauerstoffatom besitzt 16 Nukleonen (Kernteilchen, also Neutronen und Protonen), ein Wasserstoffatom besitzt 1 Kernteilchen (ein Proton).
• Ein Wassermolekül enthält demnach 18 Nukleonen.
• Die Masse eines Kernteilchens ist ungefähr 1,6605·10^-24 g.
• 1 Wassermolekül hat somit die Masse 18 · 1,6605·10^-24 g.
• Die Masse von 1 mol Wasser ist das 6,022·10²³-fache der Masse eines Wassermoleküls.
• Die Masse von 1 mol Wasser ist somit 6,022·10²³ · 18 · 1,6605·10^-24 g = 18,016 g (der Zahlenwert ist gleich der Molekülmasse in u).

Herstellung von Lithiumhydroxid aus Lithium und Wasser

$ \mathrm {2\,Li+2\,H_{2}O\rightarrow 1\,H_{2}+2\,LiOH} $

Bei der Bildung von LiOH werden zwei Wassermoleküle von zwei Lithiumatomen in jeweils einen H- und einen OH-Teil aufgespalten. Weil in jedem Mol von jeder Substanz gleich viele Teilchen vorhanden sind (siehe oben), braucht man beispielsweise 2 mol Lithium und 2 mol Wasser (oder eine beliebige andere Stoffmenge im 2:2-Verhältnis).

2-mal 6,94 g Lithium und 2-mal 18 g Wasser reagieren beispielsweise zu 2 g Wasserstoff und 47,88 g Lithiumhydroxid.

Einzelnachweise

Weblinks

• Karl Rauscher, Reiner Friebe: Chemische Tabellen und Rechentafeln für die analytische Praxis. 11. Auflage. Verlag Harri Deutsch, Frankfurt am Main 2004, ISBN 3-8171-1621-7, S. 31 (online einsehbar bei Google-Books), zuletzt abgerufen Oktober 2012,