MOLBEGREPPET

För att kunna hantera kemiska beräkningar måste vi kunna räkna antalet atomer eller molekyler som deltar i en reaktion. Vi börjar med att betrakta följande:

                                     Na   +   Cl    →    NaCl
                   2 g       2 g              ?

Vi har alltså två gram natrium och två gram klor. Intuitivt svarar de flesta som inte behärskar kemi att resultatet blir fyra gram natriumklorid. Detta stämmer inte, vilket vi ska räkna ut senare. Men innan vi gör det ska vi titta på något helt annat än grundämmen och molekyler.

Vi börjar med skruvar och muttrar

För att visa principen börjar vi med bultar och muttrar. Dessa finns som bekant i olika storlekar. Man betecknar dem med ett stort M för att visa att det är metrisk gänga (det finns gängor som är baserade på tum) och diametern – en M6-bult har alltså diametern sex mm och en M8-bult diametern åtta mm. Till dessa finns motsvarande muttrar och brickor. Ett bultförband består av en bult, mutter eller muttrar och eventuellt brickor.

Här har vi en osorterad hög med bultar och muttrar. Vårt mål är att få ut så många bultförband som möjligt med en M6-bult och två muttrar. 

Här är allt sorterat och vi ser att det finns två M8-bultar, fem M8-muttrar, sju M6-bultar och 18 M6-muttrar. 

Vi kan alltså få ut sju kompletta bultförband med en M6-bult och två muttrar.

Av skruvhögen vi började med blir det fyra M6-muttrar, två M8-bultar och fem M8-muttrar över. Vi har ingen nytta av M8-bultarna eftersom hålen som bultarna ska sitta i precis passar för M6-bultar. Vi har inte heller någon nytta av de fyra M6-muttrarna eftersom det inte finns några bultar att sätta dem på. 

Om vi väger alla varianterna i skruvhögen får vi följande resultat:

M6-bultar väger 37 gram styck
M8-bultar väger 56 gram 
M6-muttrar väger 5 gram styck
M8-muttrar väger 11 gram styck

Om man ska använda många bultförband på ett bygge kan man tänka sig att de vägs upp istället för att räknas. Om man vet vikten för en bult kan man lätt räkna ut vad 1000 bultar eller fler väger. Om vi vill ha 3000 stycken M6-bultar av den variant vi har här, ska vi alltså väga upp 111 000 gram eller 111 kg och bultarna i vårt bultförband väger 15 000 gram, eller 15 kg.
 

Atomer eller molekyler

Nedanstående exempel liknar det vi nyss tittat på, men nu ska vi istället jobba med atomer för att bygga molekyler istället för bultförband. Vi vill ha så många vattenmolekyler som möjligt.

Här har vi en hög atomer – vitt är väte, rött är syre, grått är natrium och grönt är klor för exemplets skull.

Här är atomerna sorterade och vi ser att det finns sju syre, 18 väte, tre natrium och fem klor.

Vi ser nu att vi kan få ut sju vattenmolekyler och att det blir fyra väte, två natrium och fem klor över.

Varken natrium eller klor kan användas för att bilda vatten och de fyra väteatomerna som blir över är inte till någon nytta eftersom det inte finns fler syreatomer att sätta dem på. Syre är det begränsande ämnet i reaktionen.

 Begreppet mol

Det är självklart omöjligt att räkna atomer och molekyler eftersom de är så små. Vi måste istället finna andra sätt att hålla koll på antalet. Vågen är även här ett utmärkt hjälpmedel, men återigen är massan som en enskild atom eller molekyl har alldeles för liten för att detta ska kunna vara en framkomlig väg – det är ju inte bultar och muttrar vi använder och som ska vägas upp!

Inom kemin har man därför inför en enhet som kallas för mol.  I periodiska systemet finns för varje grundämne angivet massan. Denna visas i enheten u – den universella massenheten (1,66053906660 • 10−27 kg), vilken även kallas Dalton (Da). För kol innebär detta att en kolatom väger 1,99264687992 • 10−26 kg eller  1,99264687992 • 10−23 gram. En bra analysvåg kan mäta ner till 1  • 10−6 gram, vilket inte är ens i närheten av den noggranhet vi skulle behöva för att väga upp en kolatom. Men precis som i exemplet med bultar och muttrar ovan är det ju många enheter vi vill väga upp.

Atommassan är definierad som 1/12 av massan hos isotopen Kol-12. Kol har andra isotoper med fler neutroner, så atommassan blir inte exakt 12 i periodiska systemet eftersom man där har tagit hänsyn till massan och den procentuella förekomsten av de andra isotoperna. För att underlätta beräkningarna har man valt att definiera mol på samma sätt som atommassan – en mol är lika många enheter som det finns i 12 gram Kol-12. Detta kallas för substansmängd och betcknas med n. Man har kommit fram till att detta antal är 6,022 141 • 1023 stycken, vilket kallas för Avogadros tal (se nedan). Molmassan för kol är 12,011 g/mol.

En mol av ett grundämne eller molekyl innehåller alltså  6,022 141 • 1023 stycken. För att återgå till exemplet i början på detta avsnitt, har vi nu underlag för att räkna klart.

                                     Na   +   Cl    →    NaCl
                   2 g       2 g              ?


Den molmassa som anges för natrium i periodiska systemet är 23 g/mol En mol natrium väger därför 23 g. Nu har vi endast 2 gram, vilket innebär att vi har 2/23 = 0,087 mol natrium och detta är 0,087 •  6,022 141 • 1023 = 5,23 • 1022 stycken natriumatomer.

Den molmassa som anges för klor i periodiska systemet är 35,5 g/mol En mol klor väger därför 35,5 g. Nu har vi endast 2 gram, vilket innebär att vi har 2/35,5 = 0,056 mol klor och detta är 0,056 •  6,022 141 • 1023 = 3,39 • 1022 stycken kloratomer.

Vi ser nu tydligt att det finns många fler natriumatomer än kloratomer 5,23 • 1022 – 3,39 • 1022 = 1,84 • 1022 stycken. Ska vi bilda natriumklorid av 2 g natrium och 2 g klor, kan det alltså inte bildas mer än vad det finns kloratomer till – klor är det begränsande ämnet. Det kan därför inte bildas mer än 0,056 mol natriumklorid.

Molmassan för natriumklorid är 23 + 35,5 = 58,5 g/mol – för en kemisk förening är det bara att lägga samman molmassan för de ingående grundämnena.

Den massa natriumklorid som kan bildas av 0,056 mol natrium och 0,056 mol klor är 0,056 • 58,5 = 3,28 g, vilket är mindre än 4 gram. Den massa som saknas är natrium som blir över är 0,087 – 0,056 = 0,031 mol. Denna substasmängd natrium väger 0,031 • 23 = 0,72 g, vilket tillsammans med den bildade natriumkloriden blir 4 g. 

Med molbegreppet har vi nu möjlighet att väga upp rätt mängd av varje ämne och därmed få en reaktion i provröret som stämmer kvantitativt med den teoretiska reaktionsformeln.
 

Amadeus Avogadro

Namnet mol kan tyckas underligt, men det har samma ursprung som molekyl. Den tyske kemisten August Wilhelm von Hofmann noterade 1865 i sin lärobok Introduction to Modern Chemistry (boken kan fortfarande köpas) att latin för massa är mole och liten massa molecula. Han föreslog att det som kan observeras sker på molär nivå och det mikroskopiska som inte kan ses på en molekylär nivå. Han såg alltså inte mol som en enhet.

Wilhelm Ostwald, en annan tysk kemist, föreslog år 1900 att när en atommassa eller molekylmassa uttrycks i gram, är denna massa en mol av substansen. 

Amadeo Avogadro publicerade 1811 en artikel där han postulerade att alla gaser, vid samma temperatur, tryck, och volym innehåller samma antal molekyler. Därför föreslog Jean Perrin år 1909 att kalla antalet molekyler i en mol för Avogadros konstant. Den första beräkningen av atomernas storlek och antalet atomer i gas gjordes 1865 av Josef Loschmidt, men det var Perrin som bestämde Avogadros tal utifrån Einsteins teori för Brownsk rörelse, vilket gav honom Nobelpriset i fysik 1926.

 Amadeo Avogadro (1776–1856)