Mol

Bedeutung und Definition des Mols

Das Mol (Einheitenzeichen mol) ist die SI-Basiseinheit der Stoffmenge n. Es wird verwendet, um Mengen von Atomen, Molekülen, Ionen, Elektronen oder anderen Teilchen anzugeben, besonders bei chemischen Reaktionen.

Ein Mol enthält genau 6.02214076e^{23} Einzelteilchen, gerundet 602 Trilliarden. Diese festgelegte Zahl heißt Avogadro-Zahl; sie ist der Zahlenwert der Avogadro-Konstante N_A in mol^{−1}. Die Teilchenart muss immer genannt werden, also zum Beispiel „1 mol He-Atome“ oder „1 mol H_2O-Moleküle“.

Teilchenzahl und Stoffmenge sind direkt proportional: Eine doppelte Stoffmenge enthält doppelt so viele Teilchen. Die Avogadro-Zahl entspricht bis auf eine relative Abweichung von (1,05 ± 0,31)e^{-9} dem Verhältnis von Gramm g zu atomarer Masseneinheit u. Deshalb haben Atom- oder Molekülmasse in u und molare Masse in g/mol im Rahmen dieser Genauigkeit denselben Zahlenwert.

Entwicklung der heutigen Einheit

Seit dem 20. Mai 2019 ist das Mol über den festen Zahlenwert der Avogadro-Konstante definiert. Damit ist die Teilchenzahl in 1 mol exakt festgelegt.

Zuvor war 1 mol als die Stoffmenge definiert, die ebenso viele Teilchen enthält wie 12 g des Isotops Kohlenstoff-12 (^{12}C). Daher hatte 1 mol ^{12}C-Atome definitionsgemäß eine Masse von 12 g. Nach der heutigen Definition ist dagegen die Masse von 1 mol ^{12}C eine Messgröße. Der exakte Wert von N_A wurde so gewählt, dass er möglichst genau dem Wert nach den Definitionen von 1960 und 1971 entspricht.

Das Mol wurde 1971 auf der 14. Generalkonferenz für Maß und Gewicht auf Wunsch der IUPAC, unterstützt durch die IUPAP, als SI-Basiseinheit aufgenommen. Dadurch wurde der Anwendungsbereich des SI auf die Chemie ausgedehnt.

Molare Masse und Berechnung

Die molare Masse M ist der Quotient aus Masse und Stoffmenge eines Stoffs. Sie wird meist in g/mol angegeben und hat fast exakt denselben Zahlenwert wie dessen Atom- oder Molekülmasse in u.

Für die Berechnung einer Stoffmenge gilt:

n = m / M

Dabei ist n die Stoffmenge, m die Masse und M die molare Masse. Die molare Masse von Elementen kann man Tabellenwerken entnehmen. Bei Verbindungen wird sie aus den Atommassen der enthaltenen Elemente berechnet.

Tabellierte Atommassen beziehen sich auf das natürliche Isotopengemisch. Kohlenstoff hat beispielsweise die Atommasse 12,0107 u. Bei anderen Isotopenverhältnissen, etwa ^{13}C-angereichertem Material, gilt dieser Wert nicht. Besonders bei radioaktiven Elementen kann das Isotopengemisch je nach Herkunft und Alter des Materials stark abweichen.

Volumen, Teilmengen und Konzentrationen

Das molare Volumen gibt an, welches Volumen 1 mol eines Stoffes einnimmt. Für ein ideales Gas beträgt es bei Normalbedingungen von 273,15 K und 101325 Pa 22,414 Liter pro Mol. Bei realen Gasen, Flüssigkeiten und Feststoffen hängt das molare Volumen vom jeweiligen Stoff ab.

Häufige dezimale Vielfache und Teile sind: 1 kmol = 10^{3} mol, 1 mmol = 10^{−3} mol, 1 μmol = 10^{−6} mol, 1 nmol = 10^{−9} mol und 1 pmol = 10^{−12} mol.

Mol wird oft für Konzentrationsangaben verwendet. Eine 2,5-molare A-Lösung enthält 2,5 mol des gelösten Stoffes A in 1 Liter Lösung.

Typische Beispiele und Reaktionsverhältnisse

Helium ist einatomig; das Mol bezieht sich daher auf He-Atome. Ein Heliumatom hat ungefähr die Masse 4 u, deshalb hat 1 mol Helium etwa die Masse 4 g.

Ein Wassermolekül H_2O besteht aus einem Sauerstoffatom und zwei Wasserstoffatomen. Es enthält typischerweise 18 Nukleonen und hat daher ungefähr die Masse 18 u. Folglich hat 1 mol Wasser etwa die Masse 18 g. Mit genaueren Atommassen und unter Berücksichtigung schwererer Isotope ergibt sich 18,015 g.

Bei der Reaktion 2 Li + 2 H_2O → 1 H_2 + 2 LiOH sind in gleichen Stoffmengen stets gleich viele Teilchen enthalten. Für 1 mol Lithiumhydroxid braucht man daher 1 mol Lithium und 1 mol Wasser; dabei entstehen ½ mol molekularer Wasserstoff. In Massen reagieren 6,94 g Lithium und 18 g Wasser zu 1 g Wasserstoff und 23,94 g Lithiumhydroxid.