Mol (eenheid)

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie

De mol (meervoud: molen) is een van de zeven basiseenheden in het SI, het Internationaal Stelsel van Eenheden. Het is de eenheid voor hoeveelheid stof.

[bewerk] Definitie

Een mol is de hoeveelheid stof (materie/antimaterie) van een systeem dat evenveel deeltjes bevat als er atomen zijn in 12 gram koolstof-12.

Net als een dozijn (12) of een gros (144) is een mol een aanduiding voor een aantal. Het aantal deeltjes dat in één mol gaat, is gelijk aan N_A mol, waarin N_A de constante van Avogadro is. Deze is ongeveer gelijk aan 6,02214 x 10²³ deeltjes per mol.

Deze deeltjes kunnen moleculen of atomen, maar ook ionen of sub-atomaire deeltjes zijn, zoals elektronen. Indien bij gebruik van de mol het type deeltje niet wordt gespecificeerd, zal uit de context volgen welk deeltje wordt bedoeld: moleculaire stoffen bestaan uit moleculen, dus bij 'een mol water' wordt gedoeld op 6,02214 x 10²³ watermoleculen. Natriumchloride (keukenzout) is een zout dat uit natrium- en chloride-ionen bestaat, met formule NaCl. Eén mol natriumchloride bevat dan ook één mol natriumionen en één mol chloride-ionen.

Een mol van een bepaalde stof heeft een massa (in gram) die gelijk is aan de massa van het molecuul of het atoom van die stof uitgedrukt in u. Dit heet de molaire massa. Water heeft bijvoorbeeld een molecuulmassa van 18,016 u, dus een molaire massa van 18,016 g*mol^-1. Ofwel: 1 mol water heeft een massa van 18,016 gram. Een equivalente bewering is dat een gram-deeltje water een massa van 18,016 gram heeft.

[bewerk] Geschiedenis

In de 18e en 19e eeuw wordt de overgang van de alchemie naar de chemie onder andere gemarkeerd door het verschuiven van de aandacht voor het kwalitatieve naar het kwantitatieve. Eén van de zaken die opvielen was dat stoffen steeds in dezelfde massaverhouding met elkaar reageerden. Direct duidelijk is dat niet. Een eerste probleem bestaat uit het feit dat een deel van de stoffen gasvormig is, en dan dus moeilijk te wegen (zuurstof in de oxidatie van kwik, Lavoisier). Een tweede probleem wordt gevormd door het feit dat een aantal elementen meerdere waardigheden kan hebben (ijzer in ijzer[II]oxide en ijzer[III]oxide). Een derde probleem wordt gevormd doordat sommige stoffen als "losse" atomen voorkomen, andere steeds in twee- of meer atomige moleculen, soms komt één element in meerdere moleculaire vormen voor (allotropie van bijvoorbeeld zuurstof als gewone O₂ en ozon, O₃). In de eerste helft van de negentiende eeuw werd een steeds langere lijst met massaverhoudingen opgebouwd voor steeds meer verbindingen.

Door het idee dat tijdens een chemische reactie niet "de stof ijzer" met "de stof zwavel" reageert, maar dat een ijzeratoom met een zwavelatoom reageert kon de massaverhouding van de reactie vertaald worden in de massaverhouding van de atomen. De eenheid voor de massa van atomen en de grootte konden eerst niet vastgesteld worden. Door de keuze: "waterstof is het lichtste element, daarvan noemen we de massa "1,000" en voorbijgaand aan het verschijnsel isotoop geldt dan: In één gram waterstof zit een vast (in de eerste helft van de 19^e eeuw nog niet bekend) aantal atomen. Een koolstofatoom is 12 keer zo zwaar als een waterstofatoom, dus in 12,00 gram koolstof zitten evenveel atomen als in de éne gram waterstof. De hoeveelheid stof waarvan de massa in gram overeenkwam met het verhoudingsgetal van de atoommassa van het element ten opzichte van waterstof werd een grammol genoemd.

Met de mogelijkheden die in het eind van de 19^e eeuw ontwikkeld werden om atoommassa's te bepalen werd het mogelijk de breuk

massa één grammol element / massa één atoom element

uit te rekenen, waardoor het aantal deeltjes in één grammol bepaald kon worden. Het feit dat er eigenlijk sprake was van een aantal deeltjes in plaats van een massa, leidde tot het schrappen van de massa-aanduiding 'gram' in de naam van het begrip. Er werd alleen nog maar over mol gesproken.

De volgende aanpassingen hadden vooral een praktische achtergrond: Waterstof is als ijkpunt voor de massa-schaal niet handig. Van veel elementen zijn geen waterstofverbindingen bekend. Zuurstof vormt wel verbindingen met bijna alle elementen en is dus veel handiger als ijkpunt. Lange tijd is de definitie dan ook geweest: een mol is de hoeveelheid stof (materie) van een systeem dat evenveel deeltjes bevat als er atomen zijn in 16 gram zuurstof-16. De laatste aanpassing is de overgang naar de definitie die hierboven is aangegeven.

Voor het praktische werk in het laboratorium zijn de verschuivingen van de basis van de massadefinitie niet belangrijk, de verschillen zitten in het derde of vierde cijfer achter de komma. Voor zwaardere atomen en grotere moleculen zijn echter grotere verschillen mogelijk. De achtergrond daarvan is dat tijdens de vorming van zwaardere atomen meer bindingsenergie is vrijgekomen. Via de bekende formule "E = mc²" betekent dat een massaverlies. Dit verlies wordt per atoom groter voor zwaardere atomen. Voor grotere moleculen van lichtere atomen maken vele kleintjes toch een groot massaverlies.