Mole

Det følgende indhold er indholdet af forelæsning 8. I denne forelæsning behandler vi molet og Avagadros tal samt beregninger af molarmassen og omregninger ved hjælp af mol.

Molet (mol) er en måleenhed, der er mængden af et rent stof, der indeholder det samme antal kemiske enheder (atomer, molekyler osv.), som der er atomer i præcis 12 gram kulstof-12 (dvs, 6,022 X 1023).

Så mol er den betegnelse, der bruges for mængden 6,022 x 1023 på samme måde som ordet “dusin” bruges for mængden 12.

Så hvis du havde et mol donuts, ville du have 6,022 x 1023 donuts og alvorlige mavepine.

Vi bruger mol (mol) til at repræsentere mængden af stoffer i kemi, fordi antallet af atomer og molekyler i hvert stof er så stort. Den angivne værdi 6,022 x 1023 kaldes Avagadros tal efter den videnskabsmand, der fandt antallet af atomer i 12 gram kulstof 12. Hvorfor bruge 12 gram? Det er den teoretiske atommasse for kulstof-12-isotopen (6 protoner og 6 neutroner). Det betyder, at atommassen eller atomvægten (12 gram) af kulstof er lig med præcis 1 mol kulstof.

Med kulstof som reference er de atomvægte, du ser i det periodiske system, også lig med 1 mol af disse stoffer:

Lithium har f.eks. en atommasse på 6,941 gram, og det er lig med 1 mol lithium. Det er derfor, vi angiver atom- og molekylmassen i enhederne gram pr. mol eller g/mol.

Hvad kan vi gøre med moler? Vi bruger enheden til at foretage beregninger baseret på afbalancerede kemiske ligninger. Vi bruger stoichiometri (en finere måde at sige molforhold i en ligning) til at lave forudsigelser om, hvor meget produkt der vil blive dannet eller reaktant der er brug for, hvis vi kender en molmængde i en reaktion.

Molmængden af et stof og molekylvægten

Molmassen eller molekylvægten (udskiftelige udtryk, så længe vi er på Jorden) af et stof er summen af alle de individuelle masser af de elementer, det indeholder. For at bruge vores gamle ven vand som et eksempel:

Et mol vand består af 1 mol ilt og to mol brint. Massen af ilt svarende til et mol ilt er 15,998 g, og massen af et mol brint er 1,008 g. Hvis vi summerer gramm-mængderne af hvert element i vandmolekylet = 15,998g/mol + 2(1,008g/mol) får vi vandets molarmasse = 18,014g/mol.

Så hvis vi havde præcis 18,014 g vand, ville vi have 1 mol vand.

Praksis: Mol og mol og molarmasse

Molrelationer

Grunden til, at molet er så vigtigt, er, at vi bruger molet som enhed for de fleste relationer i kemi. Reaktioner balanceres ud fra antallet af mol af hvert element i reaktionen, opløsningskoncentrationer beskrives meget ofte i form af mol pr. liter eller mol pr. kg opløsningsmiddel, og vi har allerede set, at molekyler eller atomer af et grundstof angives som mol af stoffet i stedet for det individuelle antal af deres partikler.

Lad os starte diskussionen om forholdet med forholdet mellem mol og AMU.

En AMU er 1/12 af massen af et kulstof-12-atom, som ifølge det periodiske system vejer ~12g. Det vil sige at 1 AMU ≈ 1g ikke sandt? og dermed har kulstof en masse på 12amu, korrekt? Men vent, det kan jo ikke være massen af et enkelt kulstofatom, vel? De er virkelig, virkelig små. Og det er korrekt, den masse, der er vist i det periodiske system, er faktisk massen af 6,022 x 1023 kulstofatomer eller et mol kulstofatomer. Så i virkeligheden er 1 AMU = 1,66 x 10-24g, og selv om et kulstofatom vejer 12 AMU, er den masse, der er angivet i det periodiske system,

12 atomer x 1,66 x 10-24g x 6.022 x 1023 atomer/ mol= 12 g/mol

Så et enkelt kulstofatom vejer 12 amu, mens et mol kulstofatomer vejer 12,01g/mol.

Molberegninger

Der findes et væld af beregninger, der kan udføres med enheden mol som mellemprodukt. Jeg vil gennemgå nogle få af dem nu, og så vil du se, når vi kommer til senere emner, at mol også er afgørende for disse beregninger.

Typiske molberegninger:

1) Beregning af molekylvægten eller molarmassen af en forbindelse

Den molare masse af en forbindelse, også ofte kaldet molekylvægten, mens den er på Jorden, er simpelthen summen af alle de individuelle grundstofmasser i forbindelsen. Man bruger det periodiske system som reference for disse masser og summerer dem op:

For eksempel, hvis vi ønsker at summere den molare masse af aluminiumsulfat Al2(SO4)3 , skal vi bestemme antallet og massen af hvert element i forbindelsen. For aluminiumsulfat er totalerne 2 Al, 3 S og 12 O. Så her er matematikken ved hjælp af de atomare masser, der er angivet i det periodiske system:

2(26,98 g/mol) + 3( 32,07 g/mol) + 12(16,00 g/mol) = 342.17 g/mol

2) Omregning fra gram til mol eller mol til gram

Når du kender den molare masse af en forbindelse, kan du bruge denne masse til at bestemme antallet af mol i en gramm mængde af stoffet, eller omvendt kan du beregne antallet af gram i en molmængde af stoffet.

Her er nogle eksempler:

Hvor mange mol er der i 55,4 g aluminiumsulfat?

Beregningen er opstillet som en omregning med molmassen af aluminiumsulfat som omregningsfaktor:

55.4g Al2(SO4)3 x 1 mol Al2(SO4)3/342,17 g Al2(SO4)3 = 0,162 mol Al2(SO4)3

Og, Hvor mange gram Al2(SO4)3 er der i 6.34 mol Al2(SO4)3?

6,34 mol Al2(SO4)3 x 342,17g Al2(SO4)3/ 1 mol Al2(SO4)3 = 2,17 x 103 Al2(SO4)3

3) Omregning til molekyler eller atomer

Ud over at være en enhed for molarmasse er molet også porten mellem et stofs masse og dets atomer eller molekyler.

For eksempel, hvis vi bliver spurgt, hvor mange molekyler Al2(SO4)3 der er i de 55,4 g Al2(SO4)3 ovenfor, skal vi blot først beregne antallet af mol som før og derefter bruge Avagadros tal til at omregne molerne til molekyler:

0.162 mol Al2(SO4)3 x 6,022 x 1023 molekyler Al2(SO4)3/ 1 mol Al2(SO4)3 =

Dertil kommer, at hvis vi fortsatte problemet og spurgte, hvor mange aluminiumatomer der var i de 55,4 g Al2(SO4)3?

Ja, det er en simpel fortsættelse. Vi skal blot gange med antallet af aluminiumsatomer i forbindelsen:

9,76 x 1022 molekyler Al2(SO4)3 x 2 atomer Al/ 1 molekyle Al2(SO4)3 = 1,95 x 1023 Al-atomer

Lad os øve os lidt mere: