Grundlagen der Stöchiometrie und Molare Größen

Gesetz von der Erhaltung der Masse

Das Gesetz von der Erhaltung der Masse (auch Gesetz der Erhaltung der Materie oder Lomonossow-Lavoisier-Gesetz) besagt, dass bei einer gewöhnlichen chemischen Reaktion die Masse konstant bleibt. Das heißt, die Masse der verbrauchten Reaktanten ist gleich der Masse der erhaltenen Produkte.

Dalton-Gesetz

Das Dalton-Gesetz oder Gesetz der multiplen Proportionen wurde 1803 von John Dalton formuliert und ist eines der grundlegendsten stöchiometrischen Gesetze. Es konnte zudem durch den französischen Chemiker und Physiker Joseph Louis Gay-Lussac bestätigt werden.

Gesetz der äquivalenten Proportionen

Das Gesetz der äquivalenten Proportionen (auch Gesetz der gegenseitigen Proportionen oder Wenzel-Richter-Gesetz) besagt: Die Gewichte verschiedener Elemente, die sich mit dem gleichen Gewicht eines bestimmten Elements kombinieren, stehen in einem einfachen Zahlenverhältnis zueinander oder sind Vielfache bzw. Teile dieser Gewichte.

Molares Volumen

Das molare Volumen eines Stoffes, symbolisiert als V_m, ist das Volumen eines Mols dieses Stoffes. Die Einheit im Internationalen Einheitensystem ist Kubikmeter pro Mol (m³ · mol⁻¹).

Das Mol und das Avogadro-Gesetz

Ein Mol einer Substanz enthält 6,022 × 10²³ Teilchen. Im Falle molekularer Gase enthält ein Mol N_A Moleküle. Daraus folgt unter Berücksichtigung des Avogadro-Gesetzes, dass ein Mol eines gasförmigen Stoffes unter gleichen Druck- und Temperaturbedingungen immer das gleiche Volumen einnimmt.

Normales Molvolumen

Experimentell wurde gezeigt, dass das Volumen eines Mols eines idealen Gases unter Standardbedingungen (Druck = 1 atm, Temperatur = 273,15 K = 0 °C) 22,4 Liter beträgt. Dieser Wert ist als normales Molvolumen eines Gases bekannt.

Dieser Wert entspricht dem Molvolumen idealer Gase. Reale Gase weichen aufgrund des Eigenvolumens ihrer Moleküle geringfügig von diesem Wert ab. Beispiele für Molvolumina einiger Gase:

• Kohlenmonoxid (CO) = 22,4 L
• Schwefeldioxid (SO₂) = 21,9 L
• Kohlendioxid (CO₂) = 22,3 L

Bei festen oder flüssigen Stoffen ist das Molvolumen deutlich kleiner und stoffspezifisch:

• Flüssiger Stickstoff (-210 °C): 34,6 cm³
• Flüssiges Wasser (4 °C): 18,0 cm³

Atomare Masse

Die atomare Masse (m_a) ist die Masse eines Atoms, meist ausgedrückt in atomaren Masseneinheiten (u). Sie kann als Gesamtmasse der Protonen und Neutronen betrachtet werden. Die Begriffe Atomgewicht, relative Atommasse und mittlere Atommasse werden oft synonym verwendet, unterscheiden sich jedoch subtil. Die Atommasse bezieht sich auf ein einzelnes Isotop und ist kein gewichteter Durchschnitt.

Das Mol

Das Mol (Symbol: mol) ist die Maßeinheit für die Stoffmenge, eine der sieben Basiseinheiten des Internationalen Einheitensystems.

1 Mol = 6,022 141 79 (30) × 10²³ Teilchen.

Relative Molekülmasse

Die relative Molekülmasse gibt an, wie oft die Masse eines Moleküls schwerer ist als die atomare Masseneinheit (Dalton oder u). Sie wird durch Addition der relativen Atommassen der beteiligten Elemente bestimmt. Obwohl oft von Molekulargewicht gesprochen wird, ist der korrekte Begriff molekulare Masse.

Die Formel für die Berechnung lautet:

% Element X = [(Anzahl X-Atome · A_r(X)) / M_r] · 100%

Beispiel Wasser (H₂O):

2 · 1,00797 + 15,9994 = 18,01534 u

(Atommasse H: 1,00797; Atommasse O: 15,9994)