Ce este un mol?
Atomii și moleculele reacționează unul câte unul, dar nimeni nu le poate număra pe rând. Molul este unitatea de numărare a chimiei — o duzină, mărită până la 6,022×1023 lucruri (numărul lui Avogadro, NA), definită exact din revizia SI din 2019. Trucul său magic: un atom de carbon cântărește 12,011 unități atomice de masă, iar un mol de atomi de carbon cântărește 12,011 grame — aceleași cifre, cu unitățile schimbate. Așadar masa molară (g/mol) convertește instantaneu între masa de pe cântar și numărul de particule care reacționează, ceea ce este întreaga treabă a stoichiometriei.
Singura regulă de reținut: un mol numără particule, nu masă. Un mol din orice substanță conține același număr de molecule — dar greutățile lor sunt la fel de diferite ca și substanțele.
Tabelul periodic este un catalog de mase
Fiecare celulă a elementului din tabelul periodic conține masa atomică medie; le adunăm pe unitatea formulă și obținem masa molară. Proba, Ca3(PO4)2 (fosfat de calciu), se analizează ca 3 Ca + 2 P + 8 O = 3(40,078) + 2(30,974) + 8(15,999) = 310,174 g/mol, iar panoul detaliază contribuția în grame a fiecărui element alături de aceasta. Parantezele înmulțesc tot ce se află înăuntrul lor, iar punctul din CuSO4·5H2O adaugă cinci molecule de apă de cristalizare — ambele sunt tratate de același analizor. Numărarea moleculelor de apă contează: CuSO4·5H2O ajunge la ≈ 249,7 g/mol, nu la ≈ 159,6.
Compoziție procentuală
Se împarte contribuția fiecărui element la masa molară și se obține procentul de masă — numărul pe care îl tipărește o etichetă nutrițională sau un sac de îngrășământ („sursă de P2O5, 20% P”). Apa este exemplul clasic: H contribuie cu 2(1,008) = 2,016 g, iar O cu 15,999 g la 18,015 g, deci apa are 11,19% hidrogen și 88,81% oxigen în masă — un memento că „mai ales hidrogen” după numărul de atomi este foarte diferit de cel după greutate.
Formula empirică față de cea moleculară
O formulă empirică este cel mai mic raport întreg de atomi (CH2O); o formulă moleculară este numărul real din moleculă (C6H12O6, glucoza — șase copii ale aceluiași raport). Analiza prin ardere oferă procente de masă; convertirea lor trece prin moli: cei 40,00% C, 6,71% H, 53,29% O ai probei devin 3,330 : 6,657 : 3,331 mol, care se împart până la un 1 : 2 : 1 curat — CH2O, cu masa empirică de 30,026 g/mol. Pentru a urca de la empirică la moleculară trebuie masa molară: n = 180,16 ÷ 30,026 = 6,000, deci molecula este (CH2O)6. Multe substanțe (apa, amoniacul, CO2) se află deja la n = 1, unde cele două formule coincid.
Grame, moli, particule
Panoul Mol/Gram/Particulă parcurge întregul triunghi dintr-o singură dată: proba convertește 18,015 g de apă în exact 1,000000 mol și 6,022×1023 molecule — iar, deoarece fiecare H2O are trei atomi, în 1,807×1024 atomi. Acest triunghi este motorul din spatele fiecărei probleme de stoichiometrie de pe pagina Echilibrator de ecuații și al fiecărei molarități de pe pagina Soluții.
Concepții greșite frecvente
- Un mol din orice cântărește cam același lucru. Molul numără particule; un mol de H2 are 2 g, un mol de aur are 197,0 g — același număr, mase cu totul diferite.
- Procentele se convertesc direct în indici. Mai întâi trebuie să treacă prin împărțirea la masa atomică (moli) — cei 6,71% de hidrogen dau mai mulți atomi decât cei 53,29% de oxigen tocmai pentru că atomii de H sunt atât de ușori.
- Formula moleculară este întotdeauna o versiune mai mare a celei empirice. Doar când n > 1. Pentru H2O cele două sunt identice, iar cazul n = 1,000 din panoul moleculei este obișnuit.
- Masele atomice sunt numere întregi exacte înmulțite cu u.a.m. Valorile afișate sunt medii ponderate după abundență peste izotopi — cei 35,45 g/mol ai clorului sunt amestecul dintre ³⁵Cl și ³⁷Cl.
Instrumente înrudite: Tabelul periodic (masele atomice pe care le adună această pagină), Echilibrator de ecuații (stoichiometrie construită pe mol) și Soluții (moli pe litru).
