Warum nutzt man 1 mol in der Chemie?
Kann mir das jemand erklären?
5 Antworten
Das Mol als Einheit ist letztlich nicht notwendig, man könnte auch direkt mit den Teilchenzahlen rechnen. Deshalb ist es auch keine SI-Grundeinheit, sondern eine „Hilfseinheit“.
Es gibt Disziplinen, die tatsächlich direkt mit Teilchenzahlen rechnen, da fällt mir vor allem die Statistische Thermodynamik ein. Das hat den Vorteil, daß man für die kombinatorischen Formeln direkt die Fakultät der Teilchenzahl berechnen kann. Andererseits ist das natürlich fürchterlich unbequem, und die Statistiker kommen damit nur deshalb davon, weil sie ohnehin niemals Zahlen ausrechnen. ☺
In der Chemie ist es viel bequemer zu sagen 0.1 mol statt 6⋅10²² Moleküle, auch wenn beides natürlich genau dasselbe ist. Der Bäcker redet ja auch lieber von zwei Dutzend Semmeln als von 24 Stück, oder von drei Gros statt 432 Stück.
Teilchen regieren in festen und ganzen (kleinen) TeilchenzahlVerhältnissen. 1:1, 2:1, 3:2, ...Und das Verhältnis ist unabhängig von der Masse!
Statt das 1 kg Magnesium mit 1 kg Sauerstoff reagiert, wie vllt. Bäcker ihren Teig, oder Bauarbeiter ihren Mörtel anrühren, reagiert in der Chemie 1 MagnesiumAtom mit einem SauerstoffAtom!
Das lässt sich beliebig erweitern! 10:10, 100:100, 1000:1000, eine Mio:eine Mio, 1 Dutzend:1 Dutzend...
1 mol sind 602 Trilliarden Teilchen, also auch 602 Trilliarden MagnesiumAtome mit 602 Trilliarden SauerstoffAtomen!
Warum so eine krumme große Zahl? Das ist der UmrechnungsFaktor von der AtommassenEinheit u auf Gramm! 1 Mg Atom wiegt 24 u, ein mol Mg wiegt 24 g! 1 SauerstoffAtom wiegt 16 u, ein mol Sauerstoff wiegt 16 g!
Also reagieren Magnesium und Sauerstoff im Verhältnis 1:1, aber im Massenverhältnis 24:16!
Man nutzt das Mol, weil man diese Menge im Labor so einfach abmessen kann.
Wenn die Masse des Moleküls laut Formel und Periodensystem so und so viel u ist, dann ist die Masse des Mols genau so viel in Gramm.
Beispiel 1: Ein Molekül Wasser (H2O) wiegt 18 u. (2 mal 1 u für H2, 1 mal 16 u für O). Ein Mol Wasser wiegt also 18 Gramm.
Beispiel 2: Ein Mol Traubenzucker (C6H12O6) wiegt, wenn man die Atommassen für 6 C, 12 H und 6 O zusammenzählt, 180 Gramm (nicht ganz genau, aber ungefähr).
Beide Male weiß man, dass es die gleiche Zahl an Molekülen ist. (Es ist die Avogadro-Zahl, aber wie groß die ist, muss man für die Anwendung noch nicht einmal wissen).
So kann man ziemlich einfach die zueinander passenden Stoffmengen abwiegen, die man für eine bestimmte chemische Reaktion benötigt, wenn man weiß, wie viele Atome von welchem Stoff sich dabei miteinander zu neuen Molekülen umgruppieren.
Natürlich kann man so auch im industriellen Maßstab planen und in Kilomol oder Megamol rechnen, indem man die betreffenden Anzahlen von kg oder Tonnen verwendet.
Hier wird das Thema ausführlicher erklärt:
https://de.wikipedia.org/wiki/Gesetz_der_konstanten_Proportionen
https://de.wikipedia.org/wiki/Gesetz_der_multiplen_Proportionen
Weil das die Einheit der Stoffmenge ist. In einem mol einer Substanz sind etwa 6*10^23 Teilchen des Stoffes enthalten.
Wenn man also zB rechnen will wie viel Wasserstoff und Sauerstoff man benötigt um 1Mol Wasser zu erzeugen dann ergibt sich das aus H2O direkt zB 2 Mol Wasserstoff und 1 Mol Sauerstoff.
Anders gesagt man benötigt doppelt so viele H2 Moleküle als O2 Moleküle. Umgerechnet auf die Absolutmasse ist das aber eben nicht der Faktor 2 weil Sauerstoff 16 mal schwerer als Wasserstoff ist.
Weil es nervt, immer "6*10^23 Stück" zu schreiben.
Und irgendwie muss man ja auf "praxisrelevante" Größen kommen. Was willst du mit Massen usw. herumrechnen, wo du >20 Nachkommastellen hast?