Chemie handel oor atome en molekules — te klein om individueel te tel. Die MOL is die chemikus se telling-eenheid wat die deeltjiewêreld en die makroskopiese (laboratorium-) wêreld verbind.
1 mol van enige element bevat Avogadro se getal atome EN het 'n massa gelyk aan die atoommassa vanaf die periodieke tabel uitgedruk in gram (g·mol⁻¹). Byvoorbeeld: 1 mol koolstof (C) het massa 12 g; 1 mol yster (Fe) het massa 55,85 g; 1 mol suurstofgas (O₂) het massa 32 g.
Die molêre massa (M) van 'n verbinding is die massa van 1 mol van daardie verbinding. Dit word bereken deur die molêre massas van al die atome in die formule bymekaar te tel, vermenigvuldig met hul subskripte. Eenhede: g·mol⁻¹.
| Verbinding | Formule | Berekening | M (g·mol⁻¹) |
|---|---|---|---|
| Water | H₂O | 2(1,0) + 16,0 | 18,0 |
| Kalsiumkarbonaat | CaCO₃ | 40,1 + 12,0 + 3(16,0) | 100,1 |
| Swaelsuur | H₂SO₄ | 2(1,0) + 32,1 + 4(16,0) | 98,1 |
| Natriumhidroksied | NaOH | 23,0 + 16,0 + 1,0 | 40,0 |
| Yster(III)oksied | Fe₂O₃ | 2(55,8) + 3(16,0) | 159,6 |
| Glukose | C₆H₁₂O₆ | 6(12,0) + 12(1,0) + 6(16,0) | 180,0 |
Die drie kern-molvergelykings verbind mol (n) met massa (m), aantal deeltjies (N), en volume gas (V):
Uitgewerkte Voorbeeld 1 — Hoeveel mol is daar in 54 g water (H₂O)?
M(H₂O) = 18 g·mol⁻¹; n = m/M = 54/18 = 3 mol. Antwoord: 3 mol.
Uitgewerkte Voorbeeld 2 — Hoeveel molekules is daar in 3 mol water?
N = n × Nₐ = 3 × 6,022 × 10²³ = 1,807 × 10²⁴ molekules.
Uitgewerkte Voorbeeld 3 — Watter volume beslaan 2 mol CO₂ by STD?
V = n × Vₘ = 2 × 22,4 = 44,8 L.
Uitgewerkte Voorbeeld 4 — Wat is die konsentrasie van 'n oplossing wat 0,5 mol NaOH in 250 mL water bevat?
V = 250 mL = 0,250 L; c = n/V = 0,5/0,250 = 2 mol·L⁻¹.
Persentasiesamestelling vertel ons watter breukdeel van 'n verbinding se massa van elke element kom:
Voorbeeld: % O in H₂O = (16,0 × 1)/18,0 × 100 = 88,9%. % H in H₂O = (1,0 × 2)/18,0 × 100 = 11,1%.
Voorbeeld: % Ca in CaCO₃ = 40,1/100,1 × 100 = 40,1%. Dit verduidelik waarom kalksteen (CaCO₃) gebruik word om kalsium in landbou te verskaf.
Die EMPIRIESE FORMULE is die eenvoudigste heelgetal-verhouding van atome in 'n verbinding. Die MOLEKULÊRE FORMULE gee die werklike aantal atome in een molekule (dit is altyd 'n heelgetal-veelvoud van die empiriese formule).
Voorbeeld: 'n Verbinding is 40,0% C, 6,7% H, 53,3% O per massa. Stap 1: 40,0 g C, 6,7 g H, 53,3 g O. Stap 2: mol C = 40,0/12 = 3,33; mol H = 6,7/1 = 6,7; mol O = 53,3/16 = 3,33. Stap 3: verhouding C:H:O = 3,33:6,7:3,33 → deel deur 3,33 → 1:2:1. Empiriese formule: CH₂O (glukose-eenheid).
As M(werklik) = 180 g·mol⁻¹ en M(empiries CH₂O) = 30 g·mol⁻¹, dan n = 180/30 = 6. Molekulêre formule = 6 × CH₂O = C₆H₁₂O₆ (glukose).
'n Gebalanseerde chemiese vergelyking gee die MOLVERHOUDINGS waarin reaktante kombineer en produkte vorm. Hierdie verhoudings word direk in stoïgiometrieberekeninge gebruik.
Uitgewerkte Voorbeeld — Ontbinding van kalsiumkarbonaat:
CaCO₃ → CaO + CO₂ Molverhouding: 1 : 1 : 1
"As 50 g CaCO₃ volledig ontbind, watter massa CO₂ word geproduseer?"
Stap 1: n(CaCO₃) = 50/100 = 0,5 mol
Stap 2: Uit die verhouding, n(CO₂) = 0,5 mol (1:1-verhouding)
Stap 3: m(CO₂) = n × M = 0,5 × 44 = 22 g
Uitgewerkte Voorbeeld — Neutralisasie:
NaOH + HCl → NaCl + H₂O Molverhouding: 1 : 1 : 1 : 1
"Watter massa NaOH is nodig om 3,65 g HCl te neutraliseer?"
n(HCl) = 3,65/36,5 = 0,100 mol; n(NaOH) = 0,100 mol (1:1); m(NaOH) = 0,100 × 40 = 4,0 g
In die meeste reaksies raak een reaktant eerste op — dit is die BEPERKENDE REAGENS. Dit bepaal die maksimum hoeveelheid produk wat kan vorm. Die reagens wat na die reaksie oorbly, word die OORMAAT-reagens genoem.
Voorbeeld: 10 g Na₂CO₃ reageer met 10 g HCl. Vergelyking: Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂
n(Na₂CO₃) = 10/106 = 0,0943 mol. Verhoudingsvereiste: elke mol Na₂CO₃ benodig 2 mol HCl → sou 0,1887 mol HCl benodig.
n(HCl) = 10/36,5 = 0,274 mol. Deel deur koëffisiënt: HCl: 0,274/2 = 0,137; Na₂CO₃: 0,0943/1 = 0,0943.
Na₂CO₃ gee die kleiner waarde → Na₂CO₃ is die beperkende reagens. HCl is in oormaat.
Teoretiese opbrengs van CO₂: n = 0,0943 mol; m = 0,0943 × 44 = 4,15 g.
In die praktyk lewer reaksies selde 100% van die teoretiese opbrengs weens: onvolledige reaksies, newereaksies wat ongewenste produkte produseer, verliese tydens skeiding/suiwering, of ewewigsbeperkings. 'n Hoë % opbrengs is industrieel wenslik om ekonomiese en omgewingsredes.
Verdunning: Wanneer 'n gekonsentreerde oplossing (voorraad) met water verdun word, bly die mol opgeloste stof konstant. C₁V₁ = C₂V₂ waar 1 = gekonsentreerd, 2 = verdun.
Voorbeeld: Watter volume van 6 mol·L⁻¹ HCl word benodig om 250 mL van 0,5 mol·L⁻¹ HCl te maak?
C₁V₁ = C₂V₂ → 6 × V₁ = 0,5 × 0,250 → V₁ = 0,125/6 = 0,0208 L = 20,8 mL.
Titrasie: 'n volumetriese tegniek om die konsentrasie van 'n onbekende oplossing te bepaal. 'n Standaardoplossing (bekende konsentrasie) word vanaf 'n buret by 'n bekende volume van die onbekende oplossing gevoeg totdat die ekwivalensiepunt bereik word (aangedui deur 'n kleurverandering van 'n indikator).
Volledige berekening: NaOH getitreer met HCl. NaOH + HCl → NaCl + H₂O. By ekwivalensie: n(NaOH) = n(HCl).
As 25,0 mL NaOH getitreer word met 22,4 mL van 0,100 mol·L⁻¹ HCl:
n(HCl) = c × V = 0,100 × 0,0224 = 0,00224 mol; n(NaOH) = 0,00224 mol; c(NaOH) = n/V = 0,00224/0,0250 = 0,0896 mol·L⁻¹.
Gasstoïgiometrie by nie-STD-toestande: gebruik die ideale gaswet PV = nRT waar R = 8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹ (of 8,314 Pa·m³·mol⁻¹·K⁻¹).
Voorbeeld: Watter volume beslaan 2 mol CO₂ by 25°C en 150 kPa?
T = 298 K; P = 150 000 Pa; V = nRT/P = (2 × 8,314 × 298)/150 000 = 4955/150 000 = 0,0330 m³ = 33,0 L.
| Growwe | Titrasie 1 | Titrasie 2 | Titrasie 3 | |
|---|---|---|---|---|
| Finale lesing (mL) | 24,60 | 23,45 | 23,40 | 23,42 |
| Aanvanklike lesing (mL) | 0,00 | 0,00 | 0,00 | 0,00 |
| Volume HCl gebruik (mL) | 24,60 | 23,45 | 23,40 | 23,42 |