Een grootheid is wat we meten, bijvoorbeeld de temperatuur.
Een eenheid is een afgesproken maat om mee te meten, bijvoorbeeld graden Celsius (°C) of Kelvin (K).
Stel dat we willen meten hoeveel we hebben van een stof.
Dan kunnen we daarvan de grootheid massa in de eenheid kg meten.
We kunnen ook de grootheid volume in de eenheid m³ gaan meten.
Tenslotte kunnen we de hoeveelheid deeltjes in die stof gaan tellen (dat is ook een vorm van meten).
De eenheid voor een hoeveelheid afzonderlijke deeltjes is heel logisch gewoon 1 (één). Het nadeel van één voor één tellen van moleculen is dat je meestal heel veel moleculen hebt (al gauw duizenden miljarden!).
Eenheid 'De mol'
Eenheden om te tellen
Dat tellen met 1 tegelijk niet opschiet vonden handelaren vroeger ook. Met een dozijn tegelijk ging dat stukken vlotter. Een dozijn eieren zijn 12 eieren. In de handel werd de eenheid voor aantal eieren dan ook niet langer 1, maar het dozijn. Je bestelde dan 6 dozijn eieren.
Een nog grotere eenheid voor aantallen werd de gros (een dozijn dozijnen = 144 losse dingen). Een groothandel leverde tot ver in de 20e eeuw bijvoorbeeld 10 gros schoenveters, in plaats van 1440 stuks.
Over heel de wereld zijn er ooit veel van dat soort "tel-eenheden" geweest.
Als je als scheikundige of als natuurkundige losse atomen moet tellen ben je nog wel even bezig.
Een simpel millilitertje water bevat zomaar ongeveer 30 000 000 000 000 000 000 000 watermoleculen!
Een soort "dozijn" of "gros" (maar dan véééél groter) zou dus wel handig zijn. Dat werd de "mol".
Een mol is dus niks anders dan een (héél groot) afgesproken aantal.
Voorbeeld :
1 dozijn eieren zijn 12 eieren
1 gros schoenveters zijn 144 schoenveters
1 mol atomen zijn 602 214 000 000 000 000 000 000 atomen
We ronden het getal 602 214 000 000 000 000 000 000 meestal af tot 6,022·1023. We noemen dit ook wel het getal van Avogadro.
1 dozijn = 12
1 gros = 144
1 mol = 6,022·1023
Vooral voor scheikundige reacties is het handig als je in aantallen deeltjes kunt rekenen. Voor bijvoorbeeld 1 molecuul H2O heb je precies 2 atomen H en precies 1 atoom O nodig. Dat staat vast.
- 2 atomen H reageren met 1 atoom O. Dat geeft dan 1 molecuul H2O.
- 2 dozijn atomen H reageren met 1 dozijn atomen O. Dat geeft dan 1 dozijn moleculen H2O.
- 2 gros atomen H reageren met 1 gros atomen O. Dat geeft dan 1 gros moleculen H2O.
En je voelt hem al:
- 2 mol atomen H reageren met 1 mol atomen O. Dat geeft dan 1 mol moleculen H2O.
Atoommassa
In het periodiek systeem der elementen vind je voor elk soort atoom een atoommassa in de eenheid "u" vermeld. 1 u komt overeen met de massa van een proton of een neutron.
Oftewel, een waterstofatoom (1 kerndeeltje) heeft een massa van ongeveer 1 u. Een koolstofatoom (12 kerndeeltjes) heeft alles bij elkaar een massa van ongeveer 12 u. Een zuurstofatoom (16 kerndeeltjes) heeft alles bij elkaar een massa van ongeveer 16 u.
Het getal mol is zó gekozen, dat als 1 atoom een atoommassa heeft van bijv. 16 u , dat dan 1 mol atomen precies een massa hebben van 16 gram.
Opdracht 1
Rekenen met atoommassa's
Waterstof heeft een atoommassa van 1,008 u.
1 mol waterstofatomen heeft een massa van 1,008 g.
Zuurstof heeft een atoommassa van 15,99 u.
1 mol zuurstofatomen heeft een massa van 15,99 g.
Zilver heeft een atoommassa van 107,9 u.
1 mol zilveratomen heeft een massa van 107,9 g.
Uranium heeft een atoommassa van 238 u.
1 mol uraniumatomen heeft een massa van 238 g.
Zo kun je betrekkelijk eenvoudig een hoeveelheid atomen omrekenen in een massa
van die atomen, en andersom. De juiste waarden kun je voor elk atoom vinden in het periodiek systeem der elementen.
Met behulp van het periodiek systeem der elementen kun je ook van ingewikkelder moleculen de massa bepalen, zoals van het ethanolmolecuul (alcohol) op deze pagina.
Daarin zien we:
2 x C = 2 x 12 = 24 u
6 x H = 6 x 1 = 6 u
1 x O = 1 x 16 = 16 u
totaal = 46 u
Dat betekent: als je 46 g ethanol afweegt heb je 1 mol ethanol.
Opdracht 2
Opdracht 3
Deel 2
Reactievergelijkingen en de mol
De scheikundige mol is een handige maat voor de hoeveelheid van een stof. Scheikundigen werken namelijk met reacties en reactievergelijkingen. In die reactievergelijkingen staat in welke verhoudingen deeltjes met elkaar reageren. Daarom is het handig om het aantal deeltjes wat je hebt te kunnen 'tellen'.
Voorbeeld: De reactievergelijking voor de volledige verbranding van methaan (aardgas) is als volgt:
CH4 + 2 O2 ---> CO2 + 2 H2O
De reactievergelijking zegt WEL: 1 deeltje (molecuul) CH4 reageert met 2 deeltjes (moleculen) O2 en dan ontstaat er 1 deeltje (molecuul) CO2 en 2 deeltjes (moleculen) H2O.
De reactievergelijking zegt NIET: 1 gram CH4 reageert met 2 gram O2 ... enzovoorts.
De reactievergelijking geeft aantallen-verhoudingen, niet massa-verhoudingen! Daarom willen scheikundigen graag het aantal deeltjes kunnen tellen.
Onthoud vooral één ding: als je het in de scheikunde over de mol hebt, dan bedoel je altijd een AANTAL dat je zou kunnen tellen, dus niet een massa (bv gram), inhoud (bv liter) of iets anders.
Rekenen aan reactievergelijkingen
Als je deze opdracht tot nu toe goed begrepen hebt kun je gaan rekenen aan reactievergelijkingen. We kunnen de aantallen-verhoudingen in reactievergelijkingen gebruiken om massa-verhoudingen te berekenen. Dit doe je altijd volgens een vaste volgorde. Dat leer je in de volgende opdrachten.
Volg de volgende stappen bij de berekeningen met “de mol”.
Lees goed om welke reactie het gaat. Schrijf het reactieschema in woorden op.
Schrijf de reactievergelijking op in formules en maak deze kloppend.
Wat is de molmassa van de stoffen die reageren.
Hoeveel mol van de stoffen voor de pijl krijgen we dan?
Hoeveel mol van de stoffen achter de pijl krijgen we dan?
Reken als laatste uit hoeveel gram we van de gevraagde stof krijgen.
Het arrangement Molberekeningen is gemaakt met
Wikiwijs van
Kennisnet. Wikiwijs is hét onderwijsplatform waar je leermiddelen zoekt,
maakt en deelt.
Auteur
Bert Keegstra
Je moet eerst inloggen om feedback aan de auteur te kunnen geven.
Laatst gewijzigd
2021-07-12 15:54:22
Licentie
Dit lesmateriaal is gepubliceerd onder de Creative Commons Naamsvermelding 4.0 Internationale licentie. Dit houdt in dat je onder de voorwaarde van naamsvermelding vrij bent om:
het werk te delen - te kopiëren, te verspreiden en door te geven via elk medium of bestandsformaat
het werk te bewerken - te remixen, te veranderen en afgeleide werken te maken
voor alle doeleinden, inclusief commerciële doeleinden.
Leeromgevingen die gebruik maken van LTI kunnen Wikiwijs arrangementen en toetsen afspelen en resultaten
terugkoppelen. Hiervoor moet de leeromgeving wel bij Wikiwijs aangemeld zijn. Wil je gebruik maken van de LTI
koppeling? Meld je aan via info@wikiwijs.nl met het verzoek om een LTI
koppeling aan te gaan.
Maak je al gebruik van LTI? Gebruik dan de onderstaande Launch URL’s.
Arrangement
IMSCC package
Wil je de Launch URL’s niet los kopiëren, maar in één keer downloaden? Download dan de IMSCC package.
Wikiwijs lesmateriaal kan worden gebruikt in een externe leeromgeving. Er kunnen koppelingen worden gemaakt en
het lesmateriaal kan op verschillende manieren worden geëxporteerd. Meer informatie hierover kun je vinden op
onze Developers Wiki.
