Masa molowa i obliczenia z układu okresowego

Masa molowa to masa 1 mola danej substancji. Oznacza się ją literą $M$ i podaje najczęściej w jednostce $\mathrm{g/mol}$. Jest to jedna z podstawowych wielkości w chemii, ponieważ pozwala przechodzić między masą próbki a liczbą moli.

Mol to porcja substancji zawierająca zawsze taką samą liczbę drobin. Tą liczbę określa stała Avogadra, której wartość wynosi około $6{,}02\cdot 10^{23}\,\mathrm{mol^{-1}}$. W praktyce szkolnej najważniejsze jest to, że 1 mol atomów, cząsteczek lub jonów ma określoną masę molową.

Do obliczania masy molowej korzysta się z wartości mas atomowych podanych w układzie okresowym. W zadaniach licealnych najczęściej przyjmuje się wartości uproszczone, na przykład: $\mathrm{H}=1$, $\mathrm{C}=12$, $\mathrm{N}=14$, $\mathrm{O}=16$, $\mathrm{Na}=23$, $\mathrm{S}=32$, $\mathrm{Cl}=35{,}5$, $\mathrm{Ca}=40$.

Dla pierwiastka masa molowa jest liczbowo równa jego masie atomowej, ale zapisuje się ją w innej jednostce. Na przykład z układu okresowego odczytujemy dla sodu wartość około 23, więc zapisujemy $M(\mathrm{Na})=23\,\mathrm{g/mol}$.

Trzeba odróżniać masę molową od masy próbki. Masa molowa dotyczy zawsze 1 mola, natomiast masa próbki może być dowolna i wyraża się zwykle w gramach.

Aby obliczyć masę molową związku, należy zsumować masy molowe wszystkich atomów występujących we wzorze chemicznym. Kluczowe znaczenie mają indeksy dolne, bo pokazują liczbę atomów danego pierwiastka.

Przykład dla wody:

• $M(\mathrm{H_2O})=2\cdot 1+16=18\,\mathrm{g/mol}$

Przykład dla dwutlenku węgla:

• $M(\mathrm{CO_2})=12+2\cdot 16=44\,\mathrm{g/mol}$

Przykład dla wodorotlenku sodu:

• $M(\mathrm{NaOH})=23+16+1=40\,\mathrm{g/mol}$

W bardziej złożonych wzorach postępuje się tak samo: odczytuje się liczbę atomów każdego pierwiastka i dodaje ich wkłady masowe. Dobrze jest zapisywać obliczenia etapami, aby nie zgubić żadnego składnika.

Dla kwasu siarkowego(VI):

• $M(\mathrm{H_2SO_4})=2\cdot 1+32+4\cdot 16=98\,\mathrm{g/mol}$

Dla wapnia węglanu:

• $M(\mathrm{CaCO_3})=40+12+3\cdot 16=100\,\mathrm{g/mol}$

Dla chlorku magnezu:

• $M(\mathrm{MgCl_2})=24+2\cdot 35{,}5=95\,\mathrm{g/mol}$

W zadaniach szkolnych trzeba też uważać, czy chodzi o atom, cząsteczkę czy związek. Na przykład dla tlenu atomowego mamy $M(\mathrm{O})=16\,\mathrm{g/mol}$, ale dla tlenu cząsteczkowego $M(\mathrm{O_2})=32\,\mathrm{g/mol}$.

Masa molowa jest potrzebna nie tylko do odczytania wartości dla związku, ale także do wykonywania prostych obliczeń chemicznych. Najważniejsze zależności to:

• $m=n\cdot M$
• $n=\frac{m}{M}$
• $M=\frac{m}{n}$

W tych wzorach $m$ oznacza masę próbki, $n$ liczbę moli, a $M$ masę molową. Jeśli znamy dwie z tych wielkości, trzecią można obliczyć.

Przykład: dla $36\,\mathrm{g}$ wody i $M(\mathrm{H_2O})=18\,\mathrm{g/mol}$:

• $n=\frac{36}{18}=2\,\mathrm{mol}$

Przykład: dla $0{,}5\,\mathrm{mol}$ dwutlenku węgla i $M(\mathrm{CO_2})=44\,\mathrm{g/mol}$:

• $m=0{,}5\cdot 44=22\,\mathrm{g}$

Takie zadania często pojawiają się na sprawdzianach i w prostych poleceniach stechiometrycznych.

Podczas rozwiązywania zadań warto trzymać się stałego schematu. Najpierw zapisz wzór chemiczny, potem odczytaj z układu okresowego potrzebne masy atomowe, następnie uwzględnij wszystkie indeksy dolne, a na końcu sprawdź jednostkę wyniku.

Typowe błędy uczniów to:

• mylenie masy molowej z masą próbki,
• pomijanie liczby atomów we wzorze,
• niewłaściwa jednostka, na przykład zapisanie samego $\mathrm{g}$ zamiast $\mathrm{g/mol}$,
• nieuwzględnienie różnicy między $\mathrm{O}$ i $\mathrm{O_2}$ albo między $\mathrm{H}$ i $\mathrm{H_2}$.

Jeśli zadanie wymaga tylko obliczenia masy molowej, wynik powinien być podany w $\mathrm{g/mol}$. Jeśli obliczasz masę próbki, wynik podajesz w gramach. To proste rozróżnienie pozwala uniknąć wielu strat punktów.