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Menge der Substanz

In der Chemie , die Menge der Substanz in einer gegebenen Probe von Materie wird als die Anzahl von diskreten atomaren Teilchen darin durch das geteilte definiert Avogadrokonstante N A . In einer wahrhaft atomistischen Sicht ist die Substanzmenge einfach die Anzahl der Teilchen, aus denen die Substanz besteht. [1] [2] [3] Die Partikel oder Entitäten können je nach Kontext Moleküle , Atome , Ionen , Elektronen oder andere sein. Der Wert der Avogadro-Konstante N A wurde definiert als6.022 140 76 × 10 23  mol -1 . In der wahrhaft atomistischen Sicht ist 1 mol =6.022 140 76 × 10 23 Partikel ( die Avogadro-Zahl ) [4] und daher ist die Umrechnungskonstante einfach N A = 1. [3] Die Stoffmenge wird manchmal auch als chemische Menge bezeichnet .

Das Mol (Symbol: Mol) ist eine Stoffmengeneinheit im Internationalen Einheitensystem , definiert (seit 2019) durch Festlegen der Avogadro-Konstante auf den angegebenen Wert. Historisch wurde der Mol als die Substanzmenge in 12 Gramm des Kohlenstoff-12-Isotops definiert. Folglich ist die Masse eines Mols einer chemischen Verbindung in Gramm numerisch (für alle praktischen Zwecke) gleich der Masse eines Moleküls der Verbindung in Dalton und der Molmasse eines Isotops in Gramm pro Mol ist gleich der Massenzahl. Zum Beispiel hat ein Wassermolekül im Durchschnitt eine Masse von etwa 18,015 Dalton, während ein Mol Wasser (das6.022 140 76 × 10 23 Wassermoleküle) hat eine Gesamtmasse von etwa 18.015 Gramm.

In der Chemie ist es aufgrund des Gesetzes der multiplen Proportionen oft viel bequemer, mit Stoffmengen (also Mol- oder Molekülzahlen) zu arbeiten als mit Massen (Gramm) oder Volumina (Liter). Zum Beispiel die chemische Tatsache "1 Sauerstoffmolekül ( O
2) reagiert mit 2 Molekülen Wasserstoff ( H
2) um 2 Moleküle Wasser ( H
2O )" kann auch als "1 Mol O
2reagiert mit 2 Mol H
22 Mol Wasser zu bilden.“ Dieselbe chemische Tatsache, ausgedrückt in Massen, wäre „32 g (1 Mol) Sauerstoff reagieren mit ungefähr 4,0304 g (2 Mol H
2) Wasserstoff, um ungefähr 36,0304 g (2 Mol) Wasser herzustellen" (und die Zahlen hängen von der Isotopenzusammensetzung der Reagenzien ab). In Bezug auf das Volumen hängen die Zahlen vom Druck und der Temperatur der Reagenzien und Produkte ab Aus den gleichen Gründen werden die Konzentrationen von Reagenzien und Produkten in Lösung oft in Mol pro Liter und nicht in Gramm pro Liter angegeben.

Auch in der Thermodynamik ist die Stoffmenge ein praktischer Begriff . Zum Beispiel steht der Druck einer bestimmten Menge eines Edelgases in einem Behälter eines bestimmten Volumens bei einer bestimmten Temperatur in direktem Zusammenhang mit der Anzahl der Moleküle im Gas (durch das ideale Gasgesetz ), nicht mit seiner Masse.

Diese technische Bedeutung des Begriffs „Menge der Substanz“ sollte nicht mit der allgemeinen Bedeutung von „Menge“ in der englischen Sprache verwechselt werden . Letztere können sich eher auf andere Messungen wie Masse oder Volumen beziehen [5] als auf die Anzahl der Partikel. Es gibt Vorschläge, "Substanzmenge" durch leichter unterscheidbare Begriffe wie Fülle [6] und stöchiometrische Menge zu ersetzen . [5]

Die IUPAC empfiehlt, statt „Molzahl“ „Stoffmenge“ zu verwenden, ebenso wie die Massenmenge nicht „Kilogrammzahl“ zu nennen ist. [7]

Art der Partikel

Um Mehrdeutigkeiten zu vermeiden, sollte die Art der Teilchen in jeder Messung der Menge der Substanz angegeben werden: So 1 mol von Molekülen von Sauerstoff ( O
2) Etwa 32 Gramm, während 1 mol der Atome von Sauerstoff ( O ) , etwa 16 Gramm ist. [8] [9]

Abgeleitete Mengen

Molmengen (pro Mol)

Der Quotient einer umfangreichen physikalischen Größe einer homogenen Probe zu ihrer Substanzmenge ist eine intensive Eigenschaft der Substanz, die üblicherweise mit dem Präfix Molar bezeichnet wird . [10]

Zum Beispiel ist das Verhältnis der Masse einer Probe zu ihrer Substanzmenge die Molmasse , deren SI-Einheit Kilogramm (oder häufiger Gramm) pro Mol ist; das sind etwa 18,015 g/mol für Wasser und 55,845 g/mol für Eisen . Aus dem Volumen ergibt sich das molare Volumen , das bei Raumtemperatur etwa 17,962 ml /mol für flüssiges Wasser und 7,092 ml/mol für Eisen beträgt. Aus der Wärmekapazität ergibt sich die molare Wärmekapazität , die für Wasser ca. 75,385 J / K /mol und für Eisen ca. 25,10 J/K/mol beträgt.

Mengenkonzentration (Mol pro Liter)

Eine weitere wichtige abgeleitete Menge ist die Menge der Stoffkonzentration [11] (auch genannt Menge Konzentration oder Stoffkonzentration in der klinischen Chemie , [12] , welche als die Menge einer bestimmte Substanz in einer Probe einer Lösung (oder eine andere Mischung definiert ist ), geteilt durch das Volumen der Probe.

Die SI-Einheit dieser Menge ist das Mol (der Substanz) pro Liter (der Lösung). So beträgt beispielsweise die Mengenkonzentration von Natriumchlorid im Meerwasser typischerweise etwa 0,599 mol/L.

Der Nenner ist das Volumen der Lösung, nicht des Lösungsmittels. So enthält beispielsweise ein Liter Standard- Wodka etwa 0,40 L Ethanol (315 g, 6,85 mol) und 0,60 L Wasser. Die Mengenkonzentration an Ethanol ist daher (6,85 mol Ethanol)/(1 L Wodka) = 6,85 mol/L, nicht (6,85 mol Ethanol)/(0,60 L Wasser), was 11,4 mol/L wäre.

In der Chemie ist es üblich, die Einheit "mol/L" als molar zu lesen und mit dem Symbol "M" (beide hinter dem Zahlenwert) zu kennzeichnen. So wird beispielsweise jeder Liter einer "0,5 molaren" oder "0,5 M" Lösung von Harnstoff ( CH
4Nein
2O ) in Wasser enthält 0,5 Mol dieses Moleküls. Im weiteren Sinne wird die Mengenkonzentration im Allgemeinen auch als Molarität der interessierenden Substanz in der Lösung bezeichnet. Diese Begriffe und Symbole werden jedoch seit Mai 2007 von der IUPAC nicht geduldet. [13]

Diese Menge sollte nicht mit der Massenkonzentration verwechselt werden , die die Masse der interessierenden Substanz dividiert durch das Volumen der Lösung ist (ca. 35 g/L für Natriumchlorid in Meerwasser).

Mengenanteil (Mol pro Mol)

Verwirrenderweise sollte die Mengenkonzentration oder "Molarität" auch von der "Molkonzentration" unterschieden werden, die die Anzahl der Mole (Moleküle) der interessierenden Substanz dividiert durch die Gesamtzahl der Mole (Moleküle) in der Lösungsprobe sein sollte . Diese Menge wird richtiger als Mengenanteil bezeichnet .

Geschichte

Die Alchemisten und insbesondere die frühen Metallurgen hatten wahrscheinlich eine gewisse Vorstellung von der Menge der Substanz, aber es gibt keine überlieferten Aufzeichnungen über eine Verallgemeinerung der Idee über eine Reihe von Rezepten hinaus. Im Jahr 1758 stellte Mikhail Lomonosov die Idee in Frage, dass die Masse das einzige Maß für die Menge der Materie sei [14], aber er tat dies nur in Bezug auf seine Theorien zur Gravitation . Die Entwicklung des Konzepts der Stoffmenge war mit der Geburt der modernen Chemie zusammenfallend und entscheidend für sie.

  • 1777 : Wenzel veröffentlicht Lessons auf Affinity , in der er zeigt , dass die Anteile der „Basis - Komponente“ und die „Säurekomponente“ ( Kation und Anion in moderner Terminologie) während der Reaktionen zwischen zwei neutralen gleich bleiben Salzen . [fünfzehn]
  • 1789 : Lavoisier veröffentlicht Abhandlungen über die Elementarchemie , in denen er das Konzept eines chemischen Elements einführt und den Massenerhaltungssatz für chemische Reaktionen klärt . [16]
  • 1792 : Richter veröffentlicht den ersten Band der Stöchiometrie oder der Kunst des Messens der chemischen Elemente (die Veröffentlichung weiterer Bände dauert bis 1802). Erstmals wird der Begriff „ Stöchiometrie “ verwendet. Für Säure-Base-Reaktionen werden die ersten Äquivalentgewichtstabellen veröffentlicht . Richter stellt auch fest, dass für eine gegebene Säure die Äquivalentmasse der Säure proportional zur Sauerstoffmasse in der Base ist. [fünfzehn]
  • 1794 : Das Proustsche Gesetz der bestimmten Proportionen verallgemeinert das Konzept der Äquivalentgewichte auf alle Arten chemischer Reaktionen, nicht nur auf Säure-Base-Reaktionen. [fünfzehn]
  • 1805 : Dalton veröffentlicht seinen ersten Artikel über die moderne Atomtheorie , einschließlich einer "Tabelle der relativen Gewichte der ultimativen Teilchen gasförmiger und anderer Körper". [17]
    Der Begriff der Atome wirft die Frage nach ihrem Gewicht auf. Während viele der Realität von Atomen skeptisch gegenüberstanden, stellten Chemiker schnell fest, dass Atomgewichte ein unschätzbares Werkzeug sind, um stöchiometrische Beziehungen auszudrücken.
  • 1808 : Veröffentlichung von Daltons A New System of Chemical Philosophy , das die erste Tabelle der Atomgewichte enthält (basierend auf H = 1). [18]
  • 1809 : Gay-Lussacs Gesetz der Kombination von Volumina , das eine ganzzahlige Beziehung zwischen den Volumina von Reaktanten und Produkten bei chemischen Reaktionen von Gasen angibt. [19]
  • 1811 : Avogadro stellt die Hypothese auf, dass gleiche Volumina verschiedener Gase (bei gleicher Temperatur und gleichem Druck) die gleiche Anzahl von Partikeln enthalten, was heute als Avogadro-Gesetz bekannt ist . [20]
  • 1813/1814 : Berzelius veröffentlicht die erste von mehreren Atomgewichtstabellen basierend auf der Skala von O = 100. [15] [21] [22]
  • 1815 : Prout veröffentlicht seine Hypothese, dass alle Atomgewichte ganzzahlige Vielfache des Atomgewichts von Wasserstoff sind. [23] Die Hypothese wird später angesichts des beobachteten Atomgewichts von Chlor (ca. 35,5 relativ zu Wasserstoff) aufgegeben .
  • 1819 : Dulong-Petit-Gesetz , das das Atomgewicht eines festen Elements mit seiner spezifischen Wärmekapazität in Beziehung setzt . [24]
  • 1819 : Mitscherlich Arbeit auf Kristall Isomorphismus ermöglicht viele chemischen Formeln geklärt werden, einige Unklarheiten bei der Berechnung der Atomgewichte zu lösen. [fünfzehn]
  • 1834 : Clapeyron stellt das ideale Gasgesetz fest. [25]
    Das Gesetz des idealen Gases war das erste, das von vielen Beziehungen zwischen der Anzahl der Atome oder Moleküle in einem System und anderen physikalischen Eigenschaften des Systems, abgesehen von seiner Masse, entdeckt wurde. Dies reichte jedoch nicht aus, um alle Wissenschaftler von der Existenz von Atomen und Molekülen zu überzeugen, viele hielten es einfach für ein nützliches Werkzeug für Berechnungen.
  • 1834 : Faraday stellt seine Elektrolysegesetze fest , insbesondere dass "die chemische Zersetzungswirkung eines Stroms für eine konstante Elektrizitätsmenge konstant ist ". [26]
  • 1856 : Krönig leitet das ideale Gasgesetz aus der kinetischen Theorie ab . [27] Clausius veröffentlicht im folgenden Jahr eine eigenständige Ableitung. [28]
  • 1860 : Der Karlsruher Kongress debattiert ohne Konsens über die Beziehung zwischen "physikalischen Molekülen", "chemischen Molekülen" und Atomen. [29]
  • 1865 : Loschmidt macht die erste Schätzung der Größe von Gasmolekülen und damit der Molekülanzahl in einem bestimmten Gasvolumen, die heute als Loschmidt-Konstante bekannt ist . [30]
  • 1886 : van't Hoff demonstriert die Ähnlichkeiten im Verhalten zwischen verdünnten Lösungen und idealen Gasen.
  • 1886 : Eugen Goldstein beobachtet diskrete Teilchenstrahlen in Gasentladungen und legt damit den Grundstein für die Massenspektrometrie , ein Werkzeug, das später zur Bestimmung der Massen von Atomen und Molekülen verwendet wird.
  • 1887 : Arrhenius beschreibt die Dissoziation von Elektrolyt in Lösung und löst damit eines der Probleme bei der Untersuchung der kolligativen Eigenschaften. [31]
  • 1893 : Erstmals dokumentierte Verwendung des Begriffs Maulwurf zur Beschreibung einer Stoffmengeneinheit durch Ostwald in einem Universitätslehrbuch. [32]
  • 1897 : Erste aufgezeichnete Verwendung des Begriffs Maulwurf im Englischen. [33]
  • Um die Jahrhundertwende wurde das Konzept der atomaren und molekularen Einheiten allgemein akzeptiert, aber es blieben viele Fragen offen, nicht zuletzt die Größe der Atome und ihre Anzahl in einer bestimmten Probe. Die gleichzeitige Entwicklung der Massenspektrometrie ab 1886 unterstützte das Konzept der Atom- und Molekularmasse und lieferte ein Werkzeug zur direkten relativen Messung.
  • 1905 : Einsteins Aufsatz über die Brownsche Bewegung zerstreut alle letzten Zweifel an der physikalischen Realität von Atomen und öffnet den Weg für eine genaue Bestimmung ihrer Masse. [34]
  • 1909 : Perrin prägt den Namen Avogadro-Konstante und schätzt seinen Wert. [35]
  • 1913 : Entdeckung von Isotopen nicht-radioaktiver Elemente durch Soddy [36] und Thomson . [37]
  • 1914 : Richards erhält den Nobelpreis für Chemie für "seine Bestimmung des Atomgewichts einer großen Zahl von Elementen". [38]
  • 1920 : Aston schlägt die ganze Zahl Regel , um eine aktualisierte Version von Prouts Hypothese . [39]
  • 1921 : Soddy erhält den Nobelpreis für Chemie "für seine Arbeiten zur Chemie radioaktiver Stoffe und Untersuchungen zu Isotopen". [40]
  • 1922 : Aston erhält den Nobelpreis für Chemie "für seine Entdeckung von Isotopen in einer Vielzahl nicht radioaktiver Elemente und für seine Ganzzahlregel". [41]
  • 1926 : Perrin erhält den Nobelpreis für Physik , zum Teil für seine Arbeit bei der Messung der Avogadro-Konstante. [42]
  • 1959/1960 : Einheitliche Atommassenskala basierend auf 12 C = 12 von IUPAP und IUPAC übernommen . [43]
  • 1968 : Der Maulwurf wird vom Internationalen Komitee für Maß und Gewicht (CIPM) zur Aufnahme in das Internationale Einheitensystem (SI) empfohlen . [44]
  • 1972 : Der Maulwurf wird als SI-Basiseinheit der Stoffmenge zugelassen. [44]
  • 2019 : Der Maulwurf wird im SI neu definiert als „die Substanzmenge eines Systems, die . enthält6.022 140 76 × 10 23 spezifizierte elementare Entitäten". [45]

Siehe auch

  • Betragsbruch
  • Internationales Mengensystem

Verweise

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  3. ^ a b Schmidt-Rohr, K. (2020). "Analyse zweier Definitionen des Maulwurfs, die gleichzeitig verwendet werden, und ihre überraschenden Konsequenzen" J. Chem. Educ. 97 : 597–602. doi : 10.1021/acs.jchemed.9b00467
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