Wat is een mol?
Atomen en moleculen reageren één voor één, maar niemand kan ze één voor één tellen. De mol is de telleenheid van de scheikunde — een dozijn, opgeschaald naar 6,022×1023 dingen (getal van Avogadro, NA), sinds de SI-herziening van 2019 exact gedefinieerd. De truc: één koolstofatoom weegt 12,011 atomaire massa-eenheden, en één mol koolstofatomen weegt 12,011 gram — dezelfde cijfers, alleen de eenheden verwisseld. De molaire massa (g/mol) zet dus de massa op uw balans direct om in het aantal reagerende deeltjes; dat is de kern van de stoichiometrie.
De ene regel om te onthouden: een mol telt deeltjes, niet massa. Eén mol van elke stof bevat hetzelfde aantal moleculen — maar hun gewichten verschillen net zo sterk als de stoffen zelf.
Het periodiek systeem is een massacatalogus
Elk element in het periodiek systeem heeft zijn gemiddelde atoommassa; tel die per formule-eenheid op en u heeft de molaire massa. Het voorbeeld, Ca3(PO4)2 (calciumfosfaat), levert 3 Ca + 2 P + 8 O = 3(40,078) + 2(30,974) + 8(15,999) = 310,174 g/mol, en het paneel somt de grambijdrage van elk element naast elkaar op. Haakjes vermenigvuldigen wat erin zit, en de punt in CuSO4·5H2O stapelt vijf watermoleculen van kristallisatie erbovenop — beide verwerkt door dezelfde parser. Het meetellen van het water is belangrijk: CuSO4·5H2O komt uit op ≈ 249,7 g/mol, niet op ≈ 159,6.
Procentuele samenstelling
Deel de massabijdrage van elk element door de molaire massa en u krijgt zijn massapercentage — het getal dat op een voedingsetiket of een meststofzak staat (“P2O5-bron, 20% P”). Water is het klassieke voorbeeld: H draagt 2(1,008) = 2,016 g bij en O 15,999 g per 18,015 g, dus water is op massa 11,19% waterstof en 88,81% zuurstof — een herinnering dat “vooral waterstof” op atoomaantal iets heel anders is dan op gewicht.
Empirische versus moleculaire formule
Een empirische formule is de kleinst mogelijke verhouding van hele getallen van atomen (CH2O); een moleculaire formule is het werkelijke aantal in het molecuul (C6H12O6, glucose — zes keer dezelfde verhouding). Verbrandingsanalyse levert massapercentages op; omrekenen loopt via mol: de 40,00% C, 6,71% H, 53,29% O van het voorbeeld wordt 3,330 : 6,657 : 3,331 mol, wat netjes deelt tot 1 : 2 : 1 — CH2O, empirische massa 30,026 g/mol. Om van empirisch naar moleculair te gaan, heeft u de molaire massa nodig: n = 180,16 ÷ 30,026 = 6,000, dus het molecuul is (CH2O)6. Veel stoffen (water, ammoniak, CO2) staan al op n = 1, waar de twee formules samenvallen.
Gram, mol, deeltjes
Het paneel Mol/gram/deeltje doorloopt de hele driehoek in één keer: het voorbeeld zet 18,015 g water om in precies 1,000000 mol en 6,022×1023 moleculen — en, omdat elk H2O drie atomen heeft, 1,807×1024 atomen. Deze driehoek drijft elk stoichiometrieprobleem op de pagina Vergelijkingsbalancer en elke molariteit op de pagina Oplossingen.
Veelvoorkomende misverstanden
- Een mol van alles weegt ongeveer hetzelfde. Een mol telt deeltjes; één mol H2 is 2 g, één mol goud is 197,0 g — hetzelfde aantal, enorm verschillende massa.
- Percentages worden direct omgezet in indices. Ze moeten eerst door de atoommassa worden gedeeld (mol) — de 6,71% waterstof levert meer atomen op dan de 53,29% zuurstof, precies omdat H-atomen zo licht zijn.
- De moleculaire formule is altijd een grotere versie van de empirische. Alleen wanneer n > 1. Voor H2O zijn de twee gelijk, en het geval n = 1,000 in het moleculaire paneel is routine.
- Atoommassa's zijn exacte gehele getallen maal amu. De vermelde waarden zijn gewogen gemiddelden over isotopen — de 35,45 g/mol van chloor is het mengsel van 35-Cl en 37-Cl.
Gerelateerde tools: Periodiek systeem (de atoommassa's die deze pagina optelt), Vergelijkingsbalancer (stoichiometrie op basis van de mol) en Oplossingen (mol per liter).
