Mol i stała Avogadra

W chemii często nie da się wygodnie operować pojedynczymi atomami czy cząsteczkami, ponieważ ich liczba w zwykłej próbce jest ogromna. Dlatego wprowadzono pojęcie mola, czyli jednostki opisującej liczność materii. Jeden mol zawiera zawsze taką samą liczbę drobin: atomów, cząsteczek, jonów albo innych cząstek elementarnych dla danego opisu próbki.

Ta liczba to stała Avogadra, oznaczana symbolem $N_A$, i wynosi w przybliżeniu $6{,}02 \cdot 10^{23}\ \text{mol}^{-1}$. Oznacza to, że $1\ \text{mol}$ dowolnej substancji zawiera $6{,}02 \cdot 10^{23}$ cząstek tej substancji.

Trzeba bardzo uważać, czego dotyczy mol. Można mówić o molu atomów sodu, molu cząsteczek wody albo molu jonów chlorkowych. Sama liczba jest ta sama, ale rodzaj liczonych cząstek już nie.

Podstawową wielkością w obliczeniach jest liczba moli, oznaczana przez $n$. Jeśli znamy masę próbki, liczbę moli obliczamy ze wzoru $n=\frac{m}{M}$, gdzie $m$ to masa próbki, a $M$ to masa molowa.

Masa molowa mówi, jaką masę ma $1\ \text{mol}$ substancji. Jej jednostką jest najczęściej $\text{g/mol}$. Przykładowo masa molowa wody wynosi $18\ \text{g/mol}$, co oznacza, że $1\ \text{mol}$ wody ma masę $18\ \text{g}$.

Liczbowo masa molowa odpowiada masie atomowej lub cząsteczkowej, ale nie wolno utożsamiać tych pojęć. Masa cząsteczkowa opisuje pojedynczą drobinę, natomiast masa molowa odnosi się do całego mola substancji.

Drugą bardzo ważną zależnością jest związek między liczbą moli a liczbą cząstek. Jeśli próbka zawiera $n$ moli, to liczba cząstek wynosi $N=n\cdot N_A$. Gdy znamy liczbę cząstek, możemy obliczyć liczbę moli ze wzoru $n=\frac{N}{N_A}$.

W zadaniach trzeba rozróżniać, czy pytanie dotyczy cząsteczek, atomów czy jonów. Dla przykładu: $1\ \text{mol}$ cząsteczek $\text{H}_2\text{O}$ zawiera $N_A$ cząsteczek wody, ale aż $2N_A$ atomów wodoru i $N_A$ atomów tlenu. To częsty punkt pomyłek.

Jeśli w związku chemicznym jedna cząsteczka zawiera kilka atomów danego pierwiastka, po obliczeniu liczby cząsteczek trzeba jeszcze uwzględnić ich liczbę w jednej drobinie.

Aby wykonać większość obliczeń, trzeba umieć wyznaczyć masę molową ze wzoru substancji. Robi się to przez zsumowanie mas atomowych wszystkich atomów wchodzących w skład cząsteczki lub jednostki wzoru.

Dla $\text{H}_2\text{O}$ otrzymujemy $M=2\cdot 1 + 16 = 18\ \text{g/mol}$. Dla $\text{CO}_2$ mamy $M=12 + 2\cdot 16 = 44\ \text{g/mol}$. Dla chlorku sodu: $M=23 + 35{,}5 = 58{,}5\ \text{g/mol}$.

W przypadku związków jonowych, takich jak NaCl, nie mówi się o cząsteczkach w sensie ścisłym, ale w obliczeniach molowych korzysta się z jednostki wzoru. W praktyce szkolnej nadal liczy się masę molową na podstawie składu wzoru chemicznego.

Znajomość mas molowych pozwala przechodzić od masy próbki do liczby moli, a później do liczby cząstek.

Dla gazów w szkole średniej bardzo ważne są warunki normalne, czyli temperatura $0^\circ\text{C}$ i ciśnienie $1013\ \text{hPa}$. W takich warunkach $1\ \text{mol}$ dowolnego gazu zajmuje objętość $22{,}4\ \text{dm}^3$.

Ta wielkość to objętość molowa gazu w warunkach normalnych. Dzięki niej można obliczać liczbę moli gazu ze wzoru $n=\frac{V}{22{,}4\ \text{dm}^3}$, jeśli objętość $V$ podano właśnie w warunkach normalnych.

Zależność ta nie oznacza, że każdy gaz zawsze zajmuje taką samą objętość. Jest prawdziwa tylko przy określonych warunkach temperatury i ciśnienia. Dlatego w zadaniach trzeba sprawdzać, czy podano, że gaz znajduje się w warunkach normalnych.

W zadaniach maturalnych i szkolnych najczęściej przechodzi się między trzema wielkościami: masa, liczba moli i liczba cząstek. Czasem dochodzi także objętość gazu w warunkach normalnych.

Najwygodniejszy schemat jest następujący:

• z masy do moli: $n=\frac{m}{M}$
• z moli do liczby cząstek: $N=n\cdot N_A$
• z liczby cząstek do moli: $n=\frac{N}{N_A}$
• z objętości gazu w warunkach normalnych do moli: $n=\frac{V}{22{,}4\ \text{dm}^3}$

W bardziej złożonych zadaniach trzeba jeszcze pamiętać o składzie cząsteczki. Jeśli obliczysz liczbę moli cząsteczek, a pytanie dotyczy atomów jednego pierwiastka, należy przemnożyć wynik przez odpowiednią liczbę atomów w jednej cząsteczce.

Dobrą praktyką jest zapisywanie jednostek przy każdym kroku. Ułatwia to wychwycenie błędów i pokazuje, czy przeliczenie ma sens fizyczny i chemiczny.