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Die Masse in Gramm eines Mols einer Substanz (d. h. die Masse in Gramm pro Mol) wird die molare Masse dieser Substanz genannt.
Die molare Masse (in g /mol) einer Substanz ist numerisch immer gleich dem Formelgewicht der Substanz (in ame = AtomMasseEinheit oder auch u = unit genannt). Die atomare Masse finden Sie in jedem Periodensystem oben rechts unter Atomgewicht.
Die Substanz NaCl hat z. B. ein Formelgewicht von 58,5 ame und eine molare Masse von 58,5 g/mol. In der unteren Tabelle sind weitere Beispiele zu der Berechnung mit der Einheit Mol.
Die Einträge für N und N2 in der Tabelle machen deutlich, dass es wichtig ist, beider Angabe einer Stoffmenge in Mol die chemische Form einer Substanz exakt zu benennen. Nehmen Sie einmal an, es wird angegeben, dass in einer bestimmten Reaktion 1 mol Stickstoff entsteht. Sie könnten daraus schlussfolgern, dass damit 1 mol Stickstoffatome gemeint sind (14,0 g). Wenn nichts anderes angegeben ist, sind jedoch wahrscheinlich 1 mol Stickstoffmoleküle gemeint N2 (28,0 g), weil N2 die übliche chemische Form des Elements ist. Um solche Missverständnisse zu vermeiden, sollte die chemische Form der Substanz explizit angegeben werden. Durch die Angabe der chemischen Formel N2 werden derartige Missverständnisse vermieden.
1) Denken Sie daran, daß die Masse des Elektrons vernachlässigt werden kann und Ionen und Atome daher im Wesentlichen die gleiche Masse haben.
Beispiel:
Welche Masse in Gramm hat 1,000 mol Glukose, C6H12O6 ?
Lösung:
Erstens: Analyse. Es ist die chemische Formel angegeben und wir sollen daraus die molare Masse berechnen.
Vorgehen: Die molare Masse einer Substanz lässt sich berechnen, indem die Atomgewichte der atomaren Bestandteile zusammen addiert werden.
Glukose hat ein Formelgewicht von 180,0 ame. Ein Mol dieser Substanz hat eine Masse von 180,0 g, die Substanz C6H12O6 hat also eine molare Masse von 180,0 g/mol.
Überprüfung: Die Größenordnung unserer Antwort erscheint plausibel und g/mol ist die richtige Einheit zur Angabe der molaren Masse.
6 C – Atome = 6 (12,0 ame) = 72,0 ame
12 H – Atome = 12 (1,0 ame) = 12,0 ame
6 O – Atome = 6 (16,0 ame) = 96,0 ame
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180,0 ame oder auch 180,0 u geschrieben
Um der Vollständigkeit genüge zu tun muß noch ein Detail erklärt werden. Die hier gezeigten Angaben gehen von einem idealen Atomgewicht aus, das so nicht im Periodensystem zu finden ist - mit wenigen Ausnahmen. Schaut man das Atomgewicht von Wasserstoff an, sollte dies genau 1,0 u (oder 1,0 ame) sein. Angegeben wird aber 1,0080.
Hier kommt uns die Realität in die Quere. Es gibt fast kein Element in der Natur das ohne Isotope vorkommt. Die Atome im Periodensystem sind nach der Anzahl der Protonen "sortiert". Die Anzahl der Neutronen aber kann variieren. Bei Magnesium etwa sind nur etwa 78,6 % mit 12 Neutronen in einer beliebigen Probe (also egal wo man Magnesium auf der Erde findet). 10,1 % haben 13 Neutronen und 11,3 % von ihnen haben 14 Protonen. So kommt man bei Magnesium zu einem Atomgewicht von 24,327 u. Das Rechnet sich so:
786 24Mg-Isotope mit der Masse von 24 u liefern eine Masse von 18864 u.
101 25Mg-Isotope mit der Masse von 25 u liefern eine Masse von 2525 u.
113 26Mg-Isotope mit der Masse von 25 u liefern eine Masse von 2938 u.
Das Zusammen ergibt das Gewicht von 1000 Mg-Atomen: 24327 u. Also wiegt statistisch ein Mg-Atom 24,327 u.
Wenn Sie Dünger nach eigenen Formeln zusammenstellen, sollte diese Ungenauigkeit aber nur bei sehr (sehr) großen Mengen überhaupt zum tragen kommen. Dieser letzte Absatz dient nur dazu die eventuell bereits vergessenen Chemie-Stunden in der Schule wieder in Erinnerung zu rufen und die Verwirrung um die krummen Zahlen zu beseitigen.
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