Mol
Mol adalah satuan pengukuran dalam Sistem Satuan Internasional (SI) untuk jumlah zat. Satuan ini didefinisikan sebagai jumlah zat kimia yang mengandung jumlah partikel representatif, misalnya atom, molekul, ion, elektron, atau foton, yang setara dengan jumlah atom dalam 12 gram karbon-12 (C), isotop karbon dengan berat atom standar definitif 12. Jumlah ini dinyatakan sebagai bilangan Avogadro, dengan nilai pendekatan . Mol adalah salah satu satuan dasar SI, dan dilambangkan dengan mol.
Mol banyak digunakan dalam kimia sebagai cara mudah untuk menyatakan jumlah reaktan dan produk pada reaksi kimia. Misalnya, persamaan reaksi berarti bahwa 2 mol dihidrogen (H) dan 1 mol dioksigen (O) bereaksi membentuk 2 mol air (HO). Mol juga digunakan untuk menyatakan jumlah atom, ion, atau entitas elementer lainnya dalam sampel zat tertentu. Konsentrasi larutan umumnya dinyatakan sebagai molaritas, yang didefinisikan sebagai jumlah mol zat terlarut per liter larutan.
Jumlah molekul per mol dikenal sebagai bilangan Avogadro, dan didefinisikan sebagai massa satu mol zat, dinyatakan dalam gram, adalah sama dengan rata-rata massa molekul relatif zat. Misalnya, rata-rata massa molekul relatif air alami sekitar ; maka satu mol air memiliki masa sekitar gram.
Istilah "gram-molekul" pernah digunakan untuk konsep yang sama. Istilah "gram-atom" telah digunakan untuk konsep terkait namun berbeda, sebut saja kuantifikasi suatu zat yang mengandung "atom" sebanyak bilangan Avogadro, baik berupa molekul terisolasi maupun terpisah. Oleh karena itu, sebagai contoh, 1 mol MgBr adalah 1 gram-molekul MgBr tetapi 3 gram-atom MgBr.
Untuk menghormati satuan ini, beberapa kimiawan merayakan 23 Oktober, yang merujuk pada skala 10 pada bilangan Avogadro, sebagai "Hari Mol". Beberapa juga melakukan hal yang sama pada 6 Februari dan 2 Juni, merujuk pada dari tetapan Avogadro.
, mol didefinisikan oleh "International Bureau of Weights and Measures" sebagai jumlah zat suatu sistem yang mengandung jumlah partikel dasar (misalnya atom, molekul, ion, elektron, foton) yang sama seperti jumlah atom dalam karbon-12 (C), isotop karbon dengan berat atom standar 12. Jadi, menurut definisi ini, satu mol C murni memiliki massa "tepat" 12 g. Dari definisi ini juga, "X" mol zat sembarang akan mengandung jumlah molekul yang sama seperti "X" mol zat lainnya (meskipun massanya mungkin berbeda).
Massa per mol zat disebut massa molar. Oleh karena satuan massa atom ("atomic mass unit", amu) didefinisikan sebagai 1/12 dari massa atom C, maka massa molar suatu zat, diukur dalam gram per mol, secara numerik sama dengan massa atom atau molekul rata-ratanya yang diukur dalam amu.
Jumlah partikel dasar dalam sampel suatu zat secara teknis disebut jumlah (kimia). Oleh karena itu, mol adalah satuan yang mudah digunakan untuk kuantitas fisik tersebut. Seseorang dapat menentukan jumlah kimia dari zat yang diketahui, dalam mol, dengan membagi massa sampel dengan massa molar zat. Metode lainnya termasuk penggunaan volume molar atau pengukuran muatan listrik.
Massa satu mol zat tidak hanya bergantung pada rumus molekulnya, tetapi juga pada proporsi isotop masing-masing unsur yang ada di dalamnya. Misalnya, massa satu mol kalsium-40 adalah ± , sementara satu mol kalsium-42 adalah ± , dan satu mol kalsium dengan campuran isotop normal adalah ± .
Oleh karena definisi gram tidak () secara matematis terikat dengan satuan massa atom, jumlah "N" molekul dalam satu mol (bilangan Avogadro) harus ditentukan melalui eksperimen. Nilai yang diadopsi oleh "Committee on Data for Science and Technology" (CODATA) pada tahun 2010 adalah "N" = ± . Pada tahun 2011 pengukuran dilakukan ulang menjadi ± . Jumlah mol suatu sampel adalah massa sampel dibagi dengan massa molar bahan.
Sejarah mol terkait dengan massa molekul, satuan massa atom, bilangan Avogadro dan konsep terkait.
Tabel pertama berat atom standar (berat atom) pertama dipublikasikan oleh John Dalton (1766–1844) pada tahun 1805, berdasarkan sistem di mana massa atom relatif hidrogen didefinisikan sebagai 1. Massa atom relatif ini didasarkan pada proporsi stoikiometri reaksi kimia dan senyawa, sebuah fakta yang sangat membantu keberterimaan mereka: tidak perlu kimiawan untuk menganut teori atom (sebuah hipotesis yang belum terbukti saat itu) untuk membuat penggunaan tabel secara praktis. Hal ini akan menyebabkan kebingungan antara massa atom (dipromosikan oleh para pendukung teori atom) dan berat ekuivalen (dipromosikan oleh lawan-lawannya dan kadang-kadang berbeda dari massa atom relatif berdasarkan faktor bilangan bulat), yang terus berlangsung sepanjang abad kesembilan belas.
Jöns Jakob Berzelius (1779–1848) berperan penting dalam peningkatan akurasi penentuan massa atom relatif. Dia juga merupakan kimiawan pertama yang menggunakan oksigen sebagai standar untuk dirujuk oleh massa atom lain. Oksigen adalah standar yang berguna, karena, tidak seperti hidrogen, ia membentuk senyawa dengan sebagian besar unsur lainnya, terutama logam. Sayangnya, ia memilih untuk menetapkan massa atom oksigen sebagai 100, sebuah inovasi yang tidak populer.
Charles Frédéric Gerhardt (1816–1856), Henri Victor Regnault (1810–1878) dan Stanislao Cannizzaro (1826–1910) mengembangkan karya Berzelius, menyelesaikan banyak masalah senyawa stoikiometri yang tidak diketahui, dan penggunaan massa atom yang menarik perhatian konsensus besar pada saat Kongres Karlsruhe (1860). Konvensi tersebut telah kembali mendefinisikan massa atom hidrogen sebagai 1, walaupun pada tingkat presisi pengukuran pada waktu itu—ketidakpastian relatif sekitar 1%—ini secara numerik setara dengan standar oksigen = 16. Namun kemudahan dengan memilih oksigen sebagai standar massa atom utama menjadi semakin nyata dengan kemajuan dalam kimia analitik dan kebutuhan akan penentuan massa atom yang lebih akurat.
Perkembangan spektrometri massa menggiring adopsi oksigen-16 sebagai zat standar, sebagai pengganti oksigen alami. Definisi mol saat ini, berdasarkan karbon-12, telah disetujui pada era 1960an. Keempat definisi berbeda itu ekivalen dalam kisaran 1%.
Nama "mol" adalah terjemahan tahun 1897 dari satuan Jerman "Mol", yang diciptakan oleh kimiawan Wilhelm Ostwald pada tahun 1894 dari kata bahasa Jerman "Molekül" (molekul). Namun, konsep terkait massa ekuivalen telah digunakan setidaknya satu abad sebelumnya.
Mol dijadikan satuan dasar SI ketujuh pada tahun 1971 melalui CGPM ke-14.
Sejak diadopsi menjadi Sistem Satuan Internasional pada tahun 1971, terdapat sejumlah kritik terhadap konsep mol sebagai satuan seperti meter atau sekon:
Dalam kimia, telah diketahui sejak hukum Proust mengenai perbandingan tetap (1794) bahwa pengetahuan tentang massa masing-masing komponen dalam sistem kimia tidak cukup untuk menentukan sistem. Jumlah zat dapat dijelaskan sebagai massa dibagi dengan "perbandingan tetap" Proust, dan berisi informasi yang hilang dari pengukuran massa saja. Seperti yang ditunjukkan oleh hukum tekanan parsial Dalton (1803), pengukuran massa bahkan tidak diperlukan untuk mengukur jumlah zat (walaupun dalam praktiknya itu adalah lumrah). Terdapat banyak hubungan fisika antara jumlah zat dan kuantitas fisika lainnya, yang paling menonjol adalah hukum gas ideal (hubungan tersebut pertama kali ditunjukkan pada tahun 1857). Istilah "mol" pertama kali digunakan dalam buku teks yang menjelaskan sifat koligatif.
Insinyur kimia menggunakan konsep ini secara ekstensif, namun satuan ini agak kecil untuk keperluan industri. Demi kenyamanan dalam menghindari konversi dalam satuan imperial (maupun Amerika), beberapa insinyur mengadopsi "pon-mol" (notasi "lb-mol" atau "lbmol"), yang didefinisikan sebagai jumlah entitas dalam 12 lb C. Satu lb-mol sama dengan .
Dalam sistem metrik, insinyur kimia pernah menggunakan "kilogram-mol" (notasi "kg-mol"), yang didefinisikan sebagai jumlah entitas dalam 12 kg C, dan sering disebut mol sebagai "gram-mol" (notasi "g-mol"), saat berhadapan dengan data laboratorium.
Praktik teknik kimia abad ke 20 mulai menggunakan "kilomol" (kmol), yang secara numerik identik dengan kilogram-mol, namun nama dan simbolnya mengadopsi konvensi SI untuk kelipatan standar satuan metrik – dengan demikian, kmol berarti 1000 mol. Ini analog dengan penggunaan kg dan bukan g. Penggunaan kmol tidak hanya untuk "kenyamanan besaran" tapi juga membuat persamaan yang digunakan untuk memodelkan sistem teknik kimia menjadi koheren. Misalnya, konversi laju aliran dari kg/s menjadi kmol/s hanya membutuhkan massa molekul bukan faktor 1000 kecuali akan digunakan satuan SI dasar mol/s. Memang, munculnya faktor konversi dalam suatu model dapat menyebabkan kebingungan dan harus dihindari; mungkin definisi koherensi adalah tidak adanya faktor konversi dalam rangkaian persamaan yang dikembangkan untuk pemodelan.
Konsentrasi yang dinyatakan sebagai kmol/m secara numerik sama dengan yang ada dalam mol/dm yaitu molaritas yang biasa digunakan oleh kimiawan untuk pengukuran standar; kesetaraan ini bisa lebih mudah ditingkatkan.
Pencahayaan rumah kaca dan ruang pertumbuhan untuk tanaman kadang-kadang dinyatakan dalam mikromol per meter persegi per detik, di mana 1 mol foton = foton.
Pada tahun 2011, pertemuan Konferensi Umum mengenai Berat dan Ukuran ("General Conference on Weights and Measures", CGPM) ke-24 menyetujui sebuah rencana kemungkinan revisi definisi satuan dasar SI pada tanggal yang belum ditentukan. Rencana ini, yang ditetapkan dalam resolusi pertama pertemuan tersebut, memasukkan sebuah proposal untuk mendefinisikan ulang mol dengan cara yang akan memperbaiki "konstanta Avogadro menjadi sama dengan tepat 6.022 14X × 10 saat diekspresikan dalam unit SI mol... ... simbol X dalam Rancangan Resolusi ini mewakili satu atau beberapa digit tambahan untuk ditambahkan ke nilai numerik ... menggunakan nilai berdasarkan penyesuaian CODATA terbaru ".
Satuan SI untuk konsentrasi molar adalah mol/m. Namun, kebanyakan literatur kimia tradisional menggunakan mol/dm, atau mol dm, yang sama dengan mol/L. Satuan tradisional ini sering dilambangkan dengan huruf kapital M (diucapkan "molar"), kadang-kadang didahului oleh awalan SI, misalnya, milimol per liter (mmol/L) atau milimolar (mM), mikromol/liter (µmol/L) atau mikromolar (µM), atau nanomol/L (nmol/L) atau nanomolar (nM).
"Demal" (D) adalah satuan usang untuk menyatakan konsentrasi larutan. Ini sama dengan konsentrasi molar pada 0 °C, yaitu 1 D mewakili satu mol zat terlarut yang ada dalam satu desimeter kubik larutan pada suhu 0 °C. Demal pertama kali diusulkan pada tahun 1924 sebagai satuan konsentrasi berdasarkan desimeter, bukan liter; pada saat itu ada faktor perbedaan antara liter dan desimeter kubik. Demal digunakan sebagai satuan konsentrasi dalam konduktivitas elektrolit standar primer. Standar ini kemudian didefinisikan ulang dalam hal konsentrasi molar.
23 Oktober, dilambangkan sebagai 10/23 di AS, dikenal oleh beberapa orang sebagai Hari Mol. Ini adalah liburan informal untuk menghormati satuan di antara kimiawan. Tanggalnya berasal dari konstanta Avogadro, yang kira-kira . Dimulai pukul 6:02 a.m. dan berakhir pada 6:02 p.m. Alternatifnya, beberapa kimiawan merayakannya pada 2 Juni atau 6 Februari, mengacu pada bagian dari konstanta yaitu 6,02.