Elemente und Moleküle, Schulbuch

12 1 AtoMBAU UND PeRIoDeNSYSteM 1.2 AtOMMASSE – MOL Atomare Masseneinheit • Loschmidt´sche Zahl • Molare Masse Wenn die Massen von Neutron und Proton auf 1 u gerundet werden, ist für Rein- nuklide die Atommasse zahlenmäßig gleich der Massenzahl A . Bei Isotopen-Gemi- schen wird die Atommasse als Durchschnittswert der Massenzahlen berechnet. (Abb. 12.1) Atommassen weichen daher meist von der Ganzzahligkeit ab. Massen- zahlen sind immer ganze Zahlen. Die Atommassen der Elemente sind im Perioden- system (Umschlagdeckel) angeführt. Die Masseneinheiten u und g wurden unabhängig voneinander festgelegt. Da sie aber beide Einheiten für dieselbe physikalische Größe (Masse) sind, muss es einen Umrechnungsfaktor geben (Abb. 12.2). Diese Zahl 6 • 10 23 nennt man Avogadro´sche Zahl N A , benannt nach Amadeo Avo- gadro (1776–1856). Der Österreicher Joseph Loschmidt (1821–1895) lieferte mit der Bestimmung der Anzahl der Teilchen in einem Normkubikmeter Gas (Loschmidt´sche Zahl, N L ) die Grundlage für die Bestimmung der Avogadro´schen Zahl (Abb. 12.3). Das Mol – das Maß für die Stoffmenge Ein Mol ist als die Avogadro´sche Zahl von Teilchen definiert. Ein Mol bedeutet also eine Anzahl von Teilchen. (Vergleiche: ein Dutzend = 12 Teilchen, ein Mol = 6 • 10 23 Teilchen.) Ein Mol Wasserstoff-Atome sind 6 • 10 23 Wasserstoff-Atome, ein Mol Wasserstoff-Moleküle sind 6 • 10 23 H 2 -Moleküle, ein Mol Menschen sind 6 • 10 23 Menschen – viel mehr, als es jemals gab und geben wird. Die heutige Weltbe- völkerung sind etwa 8 • 10 –15 mol. Merke: Mol als Begriff wird groß geschrieben, als Zeichen für die Einheit klein. Die molare Masse M (= Molmasse) ist die Masse von einem Mol. Sie wird in der Ein- heit g/mol angegeben. 1 Wasserstoff-Atom hat die Masse 1 u, ein Mol H-Atome sind 6 • 10 23 Atome und besitzen daher die Masse 6 • 10 23 u = 1 g. Die molare Masse von Wasserstoff-Atomen beträgt also 1 g/mol. Die molare Masse von Wasserstoff-Mo- lekülen beträgt demnach 2 g/mol. (Die Masse eines Wasserstoff-Moleküls ist natür- lich 2 u, da es aus 2 Wasserstoff-Atomen besteht.) Die Definition von 1 mol wurde so festgelegt, dass die Teilchenmasse in u und die molare Masse in g/mol denselben Zahlenwert besitzen (Abb. 12.4). Wie aus den Beispielen ersichtlich ist, muss man zB bei der Angabe 1 mol Wasser- stoff genau wissen, auf welche Teilchen man sich bezieht. Sind es Wasserstoff- Atome, so beträgt die molare Masse 1 g/mol, bei Wasserstoff-Molekülen jedoch 2 g/mol. Am Beispiel Chlor sieht man, dass die Atommasse von 35,5 ein Durchschnittswert ist, dh., es gibt kein Chlor-Atom mit der Masse 35,5 u; die molare Masse von 35,5 g/mol jedoch ist wirklich die Masse von einem Mol Chlor-Atomen, wie sie im natürlichen Isotopengemisch vorkommen. Die Molzahl n gibt die Anzahl der Mole an. Sie hat die Einheit mol . Der Zusammen- hang zwischen Molzahl und Masse ist aus Abb. 12.5 zu ersehen. Zur Verdeutlichung, wie groß die Teilchenzahl in einer kleinen Menge Stoff ist, dient folgendes Gedankenexperiment: Man schüttet ein Stamperl Schnaps (entspricht ca. 1 mol Alkohol-Moleküle) ins Meer und verteilt dieses gleichmäßig in allen Weltmee- ren. Danach schöpft man irgendwo einen Liter Wasser aus dem Meer. In diesem Liter Wasser (so wie in jedem anderen auch) befinden sich etwa 100 Alkohol-Mo - leküle aus unserem Schnapsglas. ■ 12.1: Berechne die molare Masse von: S 8 , CH 4 , C 6 H 12 O 6 ! ■ 12.2: Berechne, wie viel Mol in 72 g Ammoniak (NH 3 ) enthalten sind! ■ 12.3: Welche Masse haben 4 mol Schwefelsäure (H 2 SO 4 )? ■ 12.4: Kohlenstoff besteht zu 98,9 % aus 12 C und 1,1 % 13 C. Wie groß ist die molare Masse von Kohlenstoff, auf 2 Dezimalstellen berechnet? ■ 12.5: Berechne, wie viel Mol Wassermoleküle in einem Liter ( m = 1 kg) Wasser enthalten sind! ÜBUNGeN 1 g = 6,023 • 10 23 u N A = 6,023 • 10 23 mol –1 M (H) = 1 g/mol M (H 2 ) = 2 g/mol M (Cl) = 35,5 g/mol M (H 2 O) = 18 g/mol m = n • M M ... Molare Masse n ... Stoffmenge (Molzahl) m ... Stoffmasse in Gramm Cl .................. ca. 75 % 35 17 Cl .................. ca. 25 % 37 17 M = = 35,5 u 75 • 35 + 25 • 37 100 M (Cl) = 35,5 u Abb. 12.1: Berechnung der Atommasse von Chlor Abb. 12.2: Zusammenhang zwischen der absoluten Masse und der Einheit „u“ Abb. 12.3: Die Avogadro´sche Zahl Abb. 12.4: Molare Massen einiger Stoffe Abb. 12.5: Zusammenhang zwischen Masse und Molzahl Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv