Ein Mol eines Stoffes enthält definitionsgemäß exakt6.02214076e23 (gerundet 602 Trilliarden) Teilchen (Avogadro-Konstante). Die Zahl wurde so festgelegt, dass 1 mol Teilchen mit einer Masse vonxatomaren Masseneinheiten möglichst genauxGramm sind.
Teilchenzahl undStoffmenge sind somit einander direkt proportional; jede dieser beiden Größen kann als Maß für die andere dienen.
„Das Mol, Einheitenzeichen mol, ist die SI-Einheit der Stoffmenge. Ein Mol enthält genau6.02214076e23 Einzelteilchen. Diese Zahl entspricht dem für die Avogadro-KonstanteNA geltenden festen Zahlenwert, ausgedrückt in der Einheit mol−1, und wird als Avogadro-Zahl bezeichnet.“[1]
Die Avogadro-Zahl entspricht bis auf eine relativeAbweichung von(1,05 ± 0,31)e-9 dem Verhältnis der MasseneinheitGramm (g) und deratomaren Masseneinheit (u).[4] Die Angabe vonAtommassen („Atomgewicht“) undMolekülmassen („Molekulargewicht“) hat daher im Rahmen dieser Genauigkeit denselben Zahlenwert in u und in g/mol.
Der Begriff „Mol“ wurde 1893 vonWilhelm Ostwald geprägt und ist vermutlich vom lateinischen Wortmoles (für „Masse, Last“) abgeleitet. Zu dieser Zeit waren die absoluten Massen von Atomen und Molekülen weitaus weniger genau bekannt als die Massenverhältnisse. Sogar die Existenz von Atomen und Molekülen war erst im Verlauf der letzten Dekaden davor allgemein akzeptiert worden.
Das Mol wurde zunächst überwiegend alsMasseneinheit angesehen. Ältere Bezeichnungen sind Grammatom (nur bei Elementen) und Grammmolekül (nur bei Verbindungen). So heißt es in DIN 1310 „Gehalt von Lösungen“ vom April 1927: „Als Masseneinheiten dienen […] das Mol, d. h. soviel Gramm des Stoffes, wie seinMolekulargewicht angibt […]“. Durch die Anwendung des Molekular„gewichts“ wurde hier eine Stoffmasse – keine Stoffmenge heutiger Sicht – beschrieben und als „Stoffmenge“ bezeichnet. In der heutigen Mol-Definition des SI hingegen wird die Stoffmenge vonTeilchenzahl und Masse formal klar unterschieden.
Im Jahr 1960 wurde die atomare Masseneinheit als1⁄12 der Masse des12C-Atoms festgelegt. In den folgenden Jahren etablierte sich die Definition des Mol als die Stoffmenge eines Systems, das aus ebenso vielenEinzelteilchen besteht, wie Atome in 12Gramm desIsotopsKohlenstoff-12 (12C) enthalten sind.[5][6] 1 mol12C-Atome hatte damit definitionsgemäß eine Masse von 12 g. (Ein Mol Atome natürlichen Kohlenstoffs hingegen hat aufgrund der Beimischung anderer Isotope eine Masse von ca. 12,0107 g.) Der Zahlenwert der Avogadrokonstante war damit definitionsgemäß gleich dem Verhältnis der Masseeinheiten g und u.
Auf der 14.Generalkonferenz für Maß und Gewicht (CGPM) wurde 1971 das Mol auf nachdrücklichen Wunsch derIUPAC, unterstützt durch dieIUPAP[7] in dasSI aufgenommen und zurBasiseinheit erklärt.[8] Damit wurde der Anwendungsbereich des SI auf dieChemie ausgedehnt. Auf der vorangegangenen CGPM 1967 hatte der Antrag noch keine Mehrheit gefunden.[6]
Nach den ursprünglichen Definitionen war die Zahl der Teilchen in einem Mol (Avogadro-KonstanteNA) eine Messgröße und mit einer Unsicherheit belastet. Andererseits war zur Messung der in Mol gemessenen Stoffmenge die genaue Kenntnis der Avogadro-Konstante nicht erforderlich; es genügte eine Wägung (Massebestimmung) und der Vergleich mit einer Referenzmasse (ab 1960 aus12C). Dafür war die Definition des Mol jedoch von der Definition des Kilogramms abhängig.
Mit dem Fortschritt der Messtechnik konnte die Avogadro-Konstante immer präziser bestimmt werden, sodass schließlich der „Umweg“ über das Kilogramm nicht mehr erforderlich war. Die 26.Generalkonferenz für Maß und Gewicht beschloss mit Wirkung zum 20. Mai 2019 die heute gültige Definition.[3] Die Teilchenzahl in einem Mol ist nun festgelegt, dafür ist die Masse von 1 mol12C eine Messgröße. Der nunmehr exakte Wert vonNA wurde so gewählt, dass er möglichstgenau mit dem Wert nach der Definition von 1960 und 1971 übereinstimmte.
Diemolare Masse ist derQuotient aus Masse und Stoffmenge eines Stoffs. In der Einheit g/mol hat sie fast exakt[9] denselben Zahlenwert wie dieAtom- bzw.Molekülmasse des Stoffs in der Einheit (atomare Masseneinheit). Ihre Bedeutung ist äquivalent zum früheren „Atomgewicht“ in der Chemie.
Dabei bezeichnet dieStoffmenge, die Masse und die molare Masse. kann fürchemische Elemente Tabellenwerken entnommen und für chemische Verbindungen bekannter Zusammensetzung aus solchen Werten errechnet werden.
Die atomare Masse, die für jedes chemische Element in Tabellen angegeben wird, bezieht sich dabei auf das natürlicheIsotopengemisch. So ist zum Beispiel als Atommasse für Kohlenstoff 12,0107 u angegeben. Dieser Wert gilt nicht bei anderen Isotopenverhältnissen, etwa bei mit13C angereichertem Material. Während bei stabilen Elementen die Abweichungen von Isotopenmischungen, wie sie in der Natur vorkommen, relativ gering sind, kann insbesondere bei radioaktiven Elementen das Isotopengemisch stark von der Herkunft und dem Alter des Materials abhängen.
Verwendung der Einheit Mol bei Konzentrationsangaben
Die EinheitMol findet häufig Verwendung in zusammengesetzten Einheiten zur Angabe vonKonzentrationen (Salzgehalt von Lösungen, Säuregehalt von Lösungen usw.). Eine der häufigsten Verwendungen ist diex-molare Lösung (das x steht darin für eine beliebige rationale positive Zahl).
Beispiel
Eine2,5-molare A-Lösung enthält 2,5 mol des gelösten Stoffes A in 1 Liter der Lösung.
Ein Wassermolekül H2O besteht aus einem Sauerstoffatom und zwei Wasserstoffatomen.
Das Sauerstoffatom besteht typischerweise aus 16Nukleonen (Kernteilchen, also Neutronen und Protonen), ein Wasserstoffatom aus einem Kernteilchen (ein Proton). (SchwerereIsotope sind sehr selten.)
Ein Wassermolekül enthält demnach 18 Nukleonen.
Die durchschnittliche Masse eines Kernteilchens beträgt ungefähr 1 u; ein Wassermolekül hat somit typischerweise die Masse 18 u.
Die Masse von 1 mol Wasser ist somit etwa 18 g.
Nimmt man statt der Zahl der Nukleonen die genauerenAtommassen und berücksichtigt auch den Anteil schwererer Isotope, ergibt sich ein leicht höherer Wert von 18,015 g.
Herstellung von Lithiumhydroxid aus Lithium und Wasser
Bei der Bildung von LiOH werden zwei Wassermoleküle von zweiLithiumatomen in jeweils einen H- und einen OH-Teil aufgespalten. Weil in jedem Mol von jeder Substanz gleich viele Teilchen vorhanden sind, braucht man für 1 mol Lithiumhydroxid 1 mol Lithium und 1 mol Wasser, wobei ½ mol molekularer Wasserstoff freigesetzt wird. In Massen umgerechnet: 6,94 g Lithium und 18 g Wasser reagieren zu 1 g Wasserstoff und 23,94 g Lithiumhydroxid.
Beat Jeckelmann:Ein Meilenstein in der Weiterentwicklung des Internationalen Einheitensystems. In: METinfo, Vol 25, No2/2018.
Julian Haller, Karlheinz Banholzer, Reinhard Baumfalk:Neudefinition der Einheiten Kilogramm, Ampere, Kelvin und Mol. Wie kommt das Kilogramm in meine Laborwaage? In:Chemie in unserer Zeit, 53, 2019, S. 84–90,doi:10.1002/ciuz.201800878
Rainer Stosch, Olaf Rienitz, Axel Pramann, Bernd Güttler:Wie viele Moleküle enthält ein Mol? In:Chemie in unserer Zeit, 53, 2019, S. 256–262,DOI:10.1002/ciuz.201900014
Karl Rauscher, Reiner Friebe:Chemische Tabellen und Rechentafeln für die analytische Praxis. 11. Auflage. Verlag Harri Deutsch, Frankfurt am Main 2004,ISBN 3-8171-1621-7, S. 31 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
