Atom- und Molekülmassen werden meistens in Vielfachen der atomaren Masseneinheit angegeben. Um Verwechslungen zu vermeiden, bezeichnet man sie als relative Atom- bzw. Molekülmassen (Ar bzw. Mr; engl. atomic/molecular weight). Die relative Atommasse ist proportional zur Anzahl der Protonen und Neutronen im Atomkern und ist daher für reine Isotope näherungsweise eine ganze Zahl. (Eine kleine Abweichung ergibt sich, weil die Neutronen eine etwas größere Masse als die Protonen haben. Die Masse der Elektronen kann vernachlässigt werden.) Die folgende Tabelle gibt die gerundeten relativen Atommassen Ar einiger Elemente an: Element Symbol Ar Element Symbol Ar Wasserstoff H 1,0 Sauerstoff O 16,0 Helium He 4,0 Chlor Cl 35,5 Kohlenstoff C 12,0 Blei Pb 207,0 Stickstoff N 14,0 Uran U 238,0 Anmerkung: Der Wert bei Chlor (und anderen Elementen) ergibt sich als Mittelwert: Chlor tritt in der Natur als Gemisch von zwei Isotopen, 35Cl und 37Cl, im Verhältnis 3 : 1 auf (Rechne nach!). Damit können wir beispielsweise die relative Molekülmasse Mr des Wassermoleküls H2O als Summe der relativen Atommassen der Molekülbestandteile berechnen: Mr = 1 + 1 + 16 = 18 Die erste ungefähre Bestimmung der Größe von Molekülen gelang 1865 dem österreichischen Physiker Josef Loschmidt (91.1). Die ungefähre Molekülgröße lässt sich mit dem Experiment 17.1 finden. Heute kann man die Größe von Atomen z.B. mit einem Rastertunnelmikroskop bestimmen (91.2). Es ergibt sich: Die Durchmesser der Atome liegen zwischen 10−10 und 5·10−10 m. Das Mol und die Avogadro-Konstante Mit der relativen Molekülmasse kann man das Mol als nützliches Maß für die Menge eines chemischen Stoffes definieren: 1 Mol einer Substanz mit der relativen Molekülmasse Mr enthält Mr Gramm der Substanz. Welchen Vorteil bringt dieses neue Maß? 1 Mol eines Stoffes enthält unabhängig von der Substanz immer die gleiche Anzahl von Molekülen! Ihre Anzahl lässt sich leicht berechnen. Wir betrachten Kohlenstoff 12C: Die Masse eines 12C-Atoms beträgt 12 u = 12·1,66·10−27 kg. 1 mol 12C hat eine Masse von 12 g. Die Anzahl der Atome in 1 mol ergibt sich daher zu: NA = 12 g ___ 12·1,66·10−27 kg = 1 __ 1,66·10−24 ≈ 6·1023 NA wird Avogadro-Konstante genannt, sie ist eine Naturkonstante. Benannt ist sie nach dem italienischen Physiker Amedeo Avogadro (1776–1856), der 1811 die Hypothese aufstellte, dass gleiche Volumina von Gasen bei gleichem Druck gleich viele Teilchen enthalten. 1 Mol einer Substanz enthält stets 6·1023 Teilchen (Atome bzw. Moleküle). Das Mol ist die SI-Einheit für die Menge einer Substanz, die aus einer einzigen Sorte von Teilchen besteht. Untersuche, überlege, forsche: Veranschaulichung eines Mols 91.1 E4 Wie groß muss ein Becher mindestens sein, um 1 mol Wasser zu fassen? Stell dir vor, du könntest die Moleküle im Becher markieren. Anschließend würdest du dieses Mol Wasser gleichmäßig in den Weltmeeren (Volumen ca. 1,4·109 km3) verteilen und schließlich 1 Liter heraus schöpfen. Bestimme, wie viele markierte Moleküle man darin finden könnte (91.3). 91.1 Josef Loschmidt (1821–1895) war viele Jahre an der Universität Wien tätig. Er bestimmte die Größe der Luftmoleküle (siehe S. 17) und die Zahl der Teilchen pro Kubikzentimeter. Dadurch wurde er ein Pionier des Atomismus. 91.2 Die Position von Silicium-Atomen auf der Oberfläche eines Silicium-Kristalls wird mittels Rastertunnelmikroskop dargestellt. Die blauen Hügel zeigen die Elektronenhüllen der Atome. Dadurch wird die regelmäßige Anordnung der Atome im Abstand 5,4·10−10 m (0,54 nm) sichtbar. 91.3 Wie viele markierte Moleküle würdest du bei dem Gedankenexperiment in Aufgabe 91.1 nach dem Verteilen in den Ozeanen in einem Liter Meerwasser finden? Welches Ergebnis hast du gefunden? a) weniger als 100 b) mehr als 400 c) mehr als 1000 91 Thermodynamik 1 Atome lieben Wärme Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv
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