Količina tvari

U hemiji, **količina supstance** (simbol ) u datom uzorku materije definira se kao odnos () između broja elementarnih entiteta () i Avogadrove konstante (). Jedinica za količinu supstance u Međunarodnom sistemu jedinica je mol (simbol: **mol**), osnovna jedinica. S Od 2019. godine, mol je definisan tako da je vrijednost Avogadrove konstante  tačno NA, što definiše makroskopsku jedinicu pogodnu za upotrebu u hemiji laboratorijskih razmera. Elementarni entiteti su obično molekule, atomi, ioni ili ionski parovi određene vrste. Određena uzorkovana supstanca može se specificirati pomoću indeksa ili u zagradama, npr. količina natrij-hlorida (NaCl) može se označiti kao  ili . Ponekad se količina supstance naziva **hemijska količina** ili, neformalno, kao "**broj molova**" u datom uzorku materije. Količina supstance u uzorku može se izračunati iz izmjerenih količina, kao što su masa ili zapremina, s obzirom na molarnu masu supstance ili molarnu zapreminu idealnog plina na datoj temperaturi i pritisku.

## Upotreba 
Historijski gledano, mol je definiran kao količina supstance u 12&nbsp;grama izotopa ugljik-12. Kao posljedica toga, masa jednog mola hemijskog spoja u gramima (tj. njegova molarna masa u g/mol ili kg/kmol), numerički je jednaka (za sve praktične svrhe) masi jednog molekula ili formule jedinice spoja u daltonima, a molarna masa izotopa u gramima po molu približno je jednaka masenom broju (historijski tačnom za ugljik-12 sa molarnom masom od 12&nbsp;g/mol). Naprimjer, molekula vode ima prosječnu masu od oko 18,0153 daltona, dok mol vode (koji sadrži NA molekula vode) ima ukupnu masu od oko 18,0153 grama.
U hemiji, zbog zakona višestrukih proporcija, često je mnogo praktičnije raditi s količinama supstanci (tj. brojem molova ili molekula) nego s masama (gramima) ili volumenima (litrima). Naprimjer, hemijska činjenica "1 molekula kisika () će reagovati sa 2 molekule vodika () da bi se formirale 2 molekule vode ()" može se također navesti kao "1 mol  će reagirati sa 2 mola  da bi se formirala 2 mola vode". Ista hemijska činjenica, izražena u terminima masa, bila bi "32,0 g kisika (1&nbsp;mola  ) će reagirati sa približno 4,0 g vodika (2 mola ) da bi se dobilo približno 36,0 g vode (2 mola )" (a brojevi bi zavisili od izotopskog sastava reagensa). Što se tiče zapremine, brojevi bi zavisili od pritiska i temperature reagensa i produkata, iako je zapremina idealnog plina proporcionalna količini u molovima ili broju molekula pri konstantnoj temperaturi i pritisku. Iz istih razloga, koncentracije reagensa i produkata u rastvoru se često navode u molovima po litru, a ne u gramima po litru. Količina supstance je također zgodan koncept u termodinamici. Naprimjer, pritisak određene količine plemenitog  plina u posudi date zapremine, na datoj temperaturi, direktno je povezan s brojem molekula u plinu (putem zakona idealnog plina), a ne s njegovom masom.
Ovo tehničko značenje termina "količina supstance" ne treba miješati s općim značenjem "količine" u engleskom jeziku. Potonje se može odnositi na druga mjerenja kao što su masa ili zapremina, a ne broj čestica. Postoje prijedlozi da se "količina supstance" zamijeni lakše prepoznatljivim terminima, kao što je **punoća**  i **stehiometrijska količina**.

## Izvedene količine 
=== Molarne količine (po molu)  ===
[thumb|Dijagram koji poredi [Mol (jedinica)|molove i molarne mase uzoraka željeza i zlata koji imaju jednake mase]]
Količnik neke ekstenzivne fizičke veličine homogenog uzorka i njegove količine supstance je intenzivno svojstvo supstance, obično nazvano prefiksom "molar" ili sufiksom "po molu"".
Naprimjer, količnik mase uzorka i količine supstance je njegova molarna masa, za koju se može koristiti SI jedinica kilogram po molu ili gram po molu. To je oko 18,015 g/mol za vodu i 55,845 g/mol za željezo. Slično tome, za zapreminu se dobija molarni volumen, koji je oko 18,069 mililitara po molu za tečnu vodu i 7,092 mL/mol za željezo na sobnoj temperaturi. Iz toplotnog kapaciteta dobija se molarni toplotni kapacitet, koji je oko 75,385 J/(K⋅mol) za vodu i oko 25,10 J/(K⋅mol) za željezo.

#### Molarna masa i molarni volumen 
Molarna masa (M) supstance je odnos mase (m) uzorka te supstance i količine supstance (n): M=m/n. Količina supstance je data kao broj molova u uzorku. Za većinu praktičnih svrha, numerička vrijednost molarne mase u gramima po molu je ista kao i prosječna masa jedne molekule ili formulske jedinice supstance u daltonima, jer je mol historijski definiran tako da je konstanta molarne mase bila tačno 1&nbsp;g/mol. Dakle, s obzirom na molekularnu masu ili formulsku masu u daltonima, isti broj u gramima daje količinu vrlo blisku jednom molu supstance. Naprimjer, prosječna molekulska masa vode je oko 18,015 Da, a molarna masa vode je oko 18,015 g/mol. To omogućava precizno određivanje količine u molovima supstance mjerenjem njene mase i dijeljenjem s molarnom masom spoja: **n=m/M**. Naprimjer, 100 g vode je oko 5,5509 mola vode.

Molarna masa supstance ne zavisi samo od njene molekularne formule, već i od distribucije izotopa svakog hemijskog elementa prisutnog u njoj. Naprimjer, molarna masa kalcija-40 je 39,96259098(22)|u g/mol, dok je molarna masa kalcija-42 41,95861801 (27)|u g/mol}}, a kalcija sa normalnom izotopskom smjesom je 40,078|(4) u g/mol.
Drugi metodi određivanja količine supstance uključuju upotrebu molarne zapremine (V_m) za idealne plinove na datoj temperaturi T i pritisku P (kroz odnos V_m = V/n = RT/P) ili mjerenje električnog naboja (korištenjem Faradejevih zakona elektrolize). *količinska koncentracija* ili *koncentracija supstance*, posebno u kliničkoj hemiji), definirana kao količina u molovima (n) određene supstance (otopljene supstance u rastvoru ili komponenti smjese), podijeljena sa zapreminom (V) rastvora ili smjese: c=n/V.

Standardna SI jedinica ove količine je mol/m3, iako se obično koriste praktičnije jedinice, kao što je mol po litru (mol/L, ekvivalentno mol/dm3). Naprimjer, količinska koncentracija natrij-hlorida u okeanskoj vodi je obično oko 0,599&nbsp;mol/L.
Nazivnik je zapremina rastvora, a ne rastvarača. Tako, naprimjer, jedan litar standardne votke sadrži oko 0,40 L etanola (315 g, 6,85&nbsp;mol) i 0,60 L vode. Količinski udio etanola je stoga (6,85&nbsp;mol etanola) / (1 L votke) = 6,85&nbsp;mol/L, a ne (6,85&nbsp;mol etanola) / (0,60 L vode), što bi bilo 11,4&nbsp;mol/L.
U hemiji je uobičajeno čitati jedinicu "mol/L" kao **molar** i označavati je simbolom "M" (oba iza numeričke vrijednosti). Tako, naprimjer, svaki litar "0,5 molarnog" ili "0,5 M" rastvora ureje () u vodi sadrži 0,5 mola tevmolekule. Po proširenju, količinska koncentracija se također obično naziva **molarnost** supstance od interesa u rastvoru. Međutim, od maja 2007. godine, ovi termini i simboli nisu odobreni od strane IUPAC-a.
Ova količina se ne smije miješati sa masenom koncentracijom, koja je masa supstance od interesa podijeljena sa zapreminom rastvora (oko 35 g/L za natrij-hlorid u okeanskoj vodi).

### Količinski (molarni) udio (moli po molu) 
Zbunjujuće je to što količinsku (molarnu) koncentraciju treba razlikovati od molarne frakcije (također nazvanog molni udio ili količinski udio) tvari u smjesi (kao što je rastvor), što je broj molova spoja u jednom uzorku smjese, podijeljen s ukupnim brojem molova svih komponenti. Naprimjer, ako se 20 g  otopi u 100 g vode, količine dvije tvari u rastzvoru bit će (20 g)/(58,443 g/mol) = 0,34221&nbsp;mol i (100 g)/(18,015 g/mol) = 5,5509&nbsp;mol, respektivno; i molarni udio  će biti .

U smjesi plinova, parcijalni pritisak svake komponente je proporcionalan njenom molarnom udjelu.

## Historija 
Alhemičari, a posebno rani metalurzi, vjerovatno su imali neku predstavu o količini supstance, ali ne postoje sačuvani zapisi o bilo kakvoj generalizaciji te ideje izvan skupa recepata. Godine 1758., Mihail Lomonosov je doveo u pitanje ideju da je masa jedina mjera količine materije., ali je to učinio samo u odnosu na svoje teorije o gravitaciji. Razvoj koncepta količine supstance bio je slučajan sa, i bio je ključan za, rođenje moderne hemije.
* **1777**: Wenzel objavljuje *Lekcije o afinitetu*, u kojima pokazuje da proporcije "bazne komponente" i "kisele komponente" (kation i anion u modernoj terminologiji) ostaju iste tokom reakcija između dvije neutralne soli.
* **1789**: Lavoisier objavljuje *Traktat o elementarnoj hemiji*, uvodeći koncept hemijskog elementa i pojašnjavajući zakon održanja mase za hemijske reakcije.
* **1792**: Richter objavljuje prvi tom djela „Stehiometrija ili umjetnost mjerenja hemijskih elemenata“ (objavljivanje sljedećih tomova nastavlja se do 1802. godine). Termin "stehiometrija" se prvi put koristi. Prve tabele ekvivalentnih težina objavljene su za reakcije kiselina-baza. Richter također napominje da je, za datu kiselinu, ekvivalentna masa kiseline proporcionalna masi kisika u bazi.
*: Koncept atoma pokrenuo je pitanje njihove težine. Dok su mnogi bili skeptični prema stvarnosti atoma, hemičari su brzo otkrili da su atomske težine neprocjenjiv alat u izražavanju stehiometrijskih odnosa.
* **1808**: Objavljivanje Daltonovog djela *Novi sistem hemijske filozofije*, koje sadrži prvu tabelu atomskih težina (na osnovu H = 1).
* **1809**: Gay-Lussac's Zakon spajanja volumena, koji navodi cjelobrojni odnos između volumena reaktanata i produkata u hemijskim reakcijama plinova.
* **1811**: Avogadro postavlja hipotezu da jednake zapremine različitih gasova (na istoj temperaturi i pritisku) sadrže jednak broj čestica, sada poznat kao Avogadrov zakon.
* **1813/1814**: Berzelius objavljuje prvu od nekoliko tabela atomskih težina zasnovanih na skali *m*(O) = 100.
* **1815**: Prout objavljuje svoju hipotezu da su sve atomske težine cijeli brojevi višekratnici atomske težine vodika. Hipoteza je kasnije napuštena s obzirom na uočenu atomsku težinu hlora (približno 35,5 u odnosu na vodik).
* **1819**: Dulong-Petitov zakon koji povezuje atomsku težinu čvrstog elementa sa njegovim specifičnim toplotnim kapacitetom.
* **1819**: Mitscherlichov rad na kristalnom izomorfizmu omogućava razjašnjenje mnogih hemijskih formulae, rješavajući nekoliko nejasnoća u izračunavanju atomskih težina.
*:Zakon idealnog plina je bio prvi otkriveni zakon mnogih odnosa između broja atoma ili molekula u sistemu i drugih fizičkih svojstava sistema, osim njegove mase. Međutim, to nije bilo dovoljno da uvjeri sve naučnike u postojanje atoma i molekula, mnogi su ga smatrali jednostavno korisnim alatom za izračunavanje.
* **1834**: Faraday navodi svoje Zakone elektrolize, posebno da je "hemijsko razgradno djelovanje struje *konstantno za konstantnu količinu elektriciteta*".
* **1856**: Krönig izvodi zakon idealnog plina iz kinetičke teorije. Clausius objavljuje nezavisnu derivaciju sljedeće godine.
* **1860**: Karlsruhe kongres raspravlja o odnosu između "fizičkih molekula", "hemijskih molekula" i atoma, bez postizanja konsenzusa.
* **1865**: Loschmidt daje prvu procjenu veličine molekula plina, a time i broja molekula u datoj zapremini plina, sada poznate kao Loschmidtova konstanta.
* **1886**: van't Hoff pokazuje sličnosti u ponašanju između razrijeđenih rastvora i idealnih plinova.
* **1886**: Eugen Goldstein opaža diskretne čestične zrake u plinskim pražnjenjima, postavljajući temelje masene spektrometrije, alata koji je kasnije korišten za određivanje masa atoma i molekula.
* **1887**: Arrhenius opisuje disocijaciju elektrolita u rastvoru, rješavajući jedan od problema u proučavanju koligativnih svojstava.
* **1893**: Prva zabilježena upotreba termina "mol" za opisivanje jedinice količine supstance od Ostwalda u univerzitetskom udžbeniku.
* **1897**: Prva zabilježena upotreba termina "mol" na engleskom jeziku.
* Do **prelaza u dvadeseto stoljeće**, koncept atomskih i molekularnih entiteta bio je opšteprihvaćen, ali mnoga pitanja su ostala, ne najmanje važna veličina atoma i njihov broj u datom uzorku. Istovremeni razvoj masene spektrometrije, počevši od 1886. godine, podržao je koncept atomske i molekularne mase i obezbijedio alat za direktno relativno mjerenje.
* **1905**: Einsteinov rad o Brownovom kretanju otklanja sve posljednje sumnje o fizičkoj stvarnosti atoma i otvara put za tačno određivanje njihove mase.
* **1909**: Perrin skovao je naziv Avogadrova konstanta i procijenio njenu vrijednost.
* **1913**: Otkriće izotopa neradioaktivnih elemenata od strane Soddyja and Thomson.
* **1914**: Richards dobija Nobelovu nagradu za hemiju za "određivanje atomske težine velikog broja elemenata". ".
* **1920**: Aston predlaže pravilo cijelih brojeva, ažuriranu verziju Proutove hipoteze.
* **1921**Soddy dobija Nobelovu nagradu za hemiju "za svoj rad na hemiji radioaktivnih supstanci i istraživanja izotopa" .
* **1922**: Aston dobija Nobelovu nagradu za hemiju "za otkriće izotopa u velikom broju neradioaktivnih elemenata i za svoje pravilo cijelih brojeva".
* **1926**: Perrin dobija Nobelovu nagradu za fiziku dijelom i za svoj rad na mjerenju Avogadrove konstante.
* **1959**/**1960**: Unificirana skala atomskih jedinica mase zasnovana na *m*(C) = 12&nbsp;u koju su usvojili IUPAP i IUPAC.
* **1968**: Mol je preporučen za uključivanje u Međunarodni sistem jedinica (SI) od strane Međunarodnog komiteta za tegove i mjere (CIPM).
* **1972**: Mol je odobren kao SI osnovna jedinica količine tvari.
* **2019**: Mol je u SI sistemu redefinisan kao "količina supstance sistema koja sadrži  specificiranih elementarnih entiteta".

## Također pogledajte 
* Međunarodni sistem veličina
* Količina materije

## Reference 

Kategorija:Osnovne SI veličine
Kategorija:Stehiometrija
Kategorija:Hemijske veličine