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.
Tabel pertama berat atom standar (berat atom) pertama dipublikasikan oleh John Dalton (1766-1844) pada tahun 1805, berdasarkan sistem dimana 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.
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.