Γραμμομόριο

Το γραμμομόριο ή mole μολ (σύμβολο: mol) είναι η μονάδα μέτρησης με την οποία προσδιορίζεται η ποσότητα ύλης ενός σώματος στο Διεθνές Σύστημα Μονάδων (S.I.) και αποτελεί μία από τις επτά θεμελιώδεις μονάδες του.

Ορισμός

Το μολ είναι η ποσότητα ύλης ενός σώματος που περιέχει τόσες στοιχειώδεις οντότητες όσα είναι τα άτομα σε 0,012 χιλιόγραμμα καθαρού ισοτόπου άνθρακα-12 (¹²C). Στην ποσότητα αυτή του άνθρακα-12 (¹²C) περιέχονται 6,02214199×10²³ άτομα άνθρακα. Ο αριθμός αυτός ονομάζεται αριθμός Αβογκάντρο, αποτελεί φυσική σταθερά και συμβολίζεται με Ν_Α. Το μολ είναι η ποσότητα Ν_Α διακεκριμένων, ομοίων μεταξύ τους, στοιχειωδών οντοτήτων (ατόμων, μορίων, ιόντων, ηλεκτρονίων, στοιχειωδών φορτίων, φωτονίων κ.τ.λ).

Εκφράσεις που συνδέονται με το μολ

Στην ελληνική και ξένη βιβλιογραφία εμφανίστηκαν πολλές εκφράσεις που είχαν σαν βάση το μολ. Οι παρακάτω εκφράσεις τείνουν σήμερα να εξαλειφθούν και να αντικατασταθούν από ισοδύναμες εκφράσεις που περιέχουν τον όρο μολ.

Γραμμοάτομο (gr-at) – μολ ατόμων
Γραμμομόριο (mole) – μολ μορίων
Γραμμοϊόν (gr-ion) – μολ ιόντων
Γραμμοϊσοδύναμο ή ισοδύναμο βάρος (gr-eq) – μολ στοιχειωδών φορτίων (ή ηλεκτρονίων)

1 μολ ατόμων είναι η ποσότητα ενός στοιχείου που περιέχει 6,02214199×10²³ άτομα του στοιχείου. Το μολ ατόμων έχει μάζα σε γραμμάρια όσο η σχετική ατομική μάζα Α_r (ατομικό βάρος) του στοιχείου.

1 μολ μορίων είναι η ποσότητα ενός στοιχείου ή μίας μοριακής χημικής ένωσης που περιέχει 6,02214199×10²³ μόρια του στοιχείου ή της χημικής ένωσης. Στην περίπτωση των ιοντικών χημικών ενώσεων το μολ της χημικής ένωσης περιέχει ν×6,02214199×10²³ θετικά ή αρνητικά ιόντα, όπου (ν) ο συντελεστής αναλογίας του ιόντος στη γραφή του μοριακού τύπου της ένωσης. Το mole μορίων έχει μάζα σε γραμμάρια όσο η σχετική μοριακή μάζα Μ_r (μοριακό βάρος) του στοιχείου ή της χημικής ένωσης.

1 μολ ιόντων είναι η ποσότητα απλών ή σύνθετων ιόντων που περιέχει 6,02214199×10²³ ιόντα. Το μολ ιόντων έχει μάζα σε γραμμάρια όσο η σχετική ατομική μάζα Α_r του στοιχείου (για τα απλά ιόντα) ή η σχετική μοριακή μάζα Μ_r του σύνθετου ιόντος.

1 μολ στοιχειωδών φορτίων είναι ποσότητα στοιχείου, χημική ένωσης ή ιόντος ικανό να παρέχει 6,02214199×10²³ στοιχειώδη θετικά η αρνητικά φορτία κατά τη διάρκεια μίας χημικής μεταβολής. Το mole στοιχειωδών φορτίων ενός στοιχείου ή μίας χημικής ένωσης έχει μάζα σε γραμμάρια όσο η σχετική ατομική ή μοριακή μάζα αντίστοιχα διαιρεμένη με τον αριθμό φορτίων που το άτομο ή το μόριο παρέχει στη συγκεκριμένη χημική μεταβολή.

Εκφράσεις σχετικές με το μολ

Γραμμομοριακός όγκος V_m είναι ο όγκος ενός μολ μορίων ενός αερίου. Στις Πρότυπες (ή Κανονικές) Συνθήκες θερμοκρασίας και πίεσης ο γραμμομοριακός όγκος ενός ιδανικού αερίου είναι 22,4 λίτρα.

Γραμμομοριακή μάζα M ενός στοιχείου ή μίας χημικής ένωσης είναι η μάζα ενός μολ μορίων της και μετριέται στο διεθνές σύστημα μονάδων σε κιλά ανά μολ. Η γραμμομοριακή μάζα είναι 1000 φορές μικρότερη από τη σχετική μοριακή μάζα (μοριακό βάρος) Μ_r.

Μ=Μ_r/1000

Συγκέντρωση C ενός διαλύματος (Molarity) είναι τα μολ διαλυμένης ουσίας που περιέχονται σε όγκο V ενός λίτρου διαλύματος. Η συγκέντρωση συνήθως μετριέται σε μολ ανά λίτρο.

C=n/V_(L)

Ιστορία του όρου

Στις αρχές του 20^ου αιώνα αρχίζει να γίνεται με σαφήνεια ο διαχωρισμός μεταξύ της έννοιας του μορίου και της έννοιας του ατόμου. Έτσι προκύπτει η αναγκαιότητα για τον ποσοτικό προσδιορισμό ενός μακροσκοπικού μεγέθους που θα δείχνει πόσα στοιχειώδη σωματίδια περιέχονται σε μία «ποσότητα ουσίας». Ο Τζορτζ Γκόριν αναφέρει ότι ο πρώτος που εισάγει την έννοια του μολ ως μονάδα μέτρησης της «ποσότητας μίας ουσίας» είναι ο Βίλχελμ Όστβαλντ που το 1900 αναφέρει: [. . . das in Grammen augedruckte [. . .] Molekulargewicht eines Stoffes soll fortan ein Mol heissen] (Το αναγόμενο σε γραμμάρια μοριακό βάρος θα ονομάζεται μολ από εδώ και πέρα). Ο ίδιος αργότερα συνδέει το μολ και με τον γραμμομοριακό όγκο του ιδανικού αερίου σε συνθήκες STP: [eine solche Menge irgendeines Gases, welche das Volum von 22412 cm³ im Normalzustand einnimt nennt man ein Mol]" (μία τέτοια ποσότητα ιδανικού αερίου που καταλαμβάνει όγκο 22.412 dm³ σε κανονικές συνθήκες θα ονομάζεται 1 μολ). Ο Όστβαλντ προτιμάει τον όρο μολ (moles: μεγάλη μάζα) για να εκφράσει την έννοια «gram-molecule» που χρησιμοποιείται στην εποχή του καθώς η λέξη «molecule» προϊδεάζει ότι πρόκειται για μικρή μάζα. Ο ορισμός του μολ μέχρι τα μέσα του εικοστού αιώνα διχάζει τους φυσικούς και τους χημικούς. Η διεθνής ένωση φυσικών IUPAC το ορίζει σαν την ποσότητα ατόμων που περιέχονται σε 16 γραμμάρια του ισοτόπου του οξυγόνου-16 (¹⁶Ο) ενώ η διεθνής ένωση χημικών IUPAC το ορίζει σαν την ποσότητα ατόμων που περιέχονται σε 16 γραμμάρια οξυγόνου (σύνηθες μείγμα ισοτόπων). Η διαφορά μεταξύ των δύο αυτών ορισμών είναι βέβαια πολύ μικρή αλλά ικανή να επιφέρει σύγχυση στις αναφορές των πειραματικών μετρήσεων. Το 1960 οι δύο ενώσεις συμφωνούν στο σημερινό ορισμό του μολ και το 1971 γίνεται δεκτός από το 14^ο συνέδριο μέτρων και σταθμών (CGPM). Το 1980 το CIPM διευκρινίζει ότι στον ορισμό του mole τα άτομα του άνθρακα-12 (¹²C) θα πρέπει να είναι ελεύθερα από χημικούς δεσμούς και στη θεμελιώδη ενεργειακή τους κατάσταση.

Η αναγκαιότητα

Πολλές από τις ιδιότητες των υλικών σωμάτων δεν στηρίζονται στη μάζα ή στον όγκο που καταλαμβάνουν αυτά αλλά στην ποσότητα των διακεκριμένων σωματίων που περιέχουν, ανεξάρτητα από το είδος τους, τη μάζα τους ή τον όγκο που καταλαμβάνουν. Έτσι ο ορισμός μίας συγκεκριμένης ποσότητας σωματίων ήταν αναγκαίος για την εκτίμηση των τιμών των ιδιοτήτων αυτών και για την εξεύρεση των ποσοτικών σχέσεων που τις περιγράφουν. Ο προσδιορισμός της ποσότητας της ύλης με τον αριθμό των μολ (διεθνές σύμβολο n) εμφανίζεται ως αναγκαιότητα σε περιπτώσεις όπως:

Στις χημικές αντιδράσεις

Οι συντελεστές της χημικής εξίσωσης κάθε αντίδρασης δείχνουν τον αριθμό των μορίων (ή διακεκριμένων σωματίων) που συμμετέχουν σε αυτή και κατ’ επέκταση την αναλογία των μολ με την οποία οι ουσίες συμμετέχουν στην αντίδραση. Έτσι στην παρακάτω αντίδραση καύσης:

CH₃CH₂OH	+	3O₂	→	2CO₂	+	3H₂O
1 mol οινοπνεύματος	καίγεται με	3 mol οξυγόνου	και παράγει	2 mol διοξειδίου του άνθρακα	και	3 mol νερού

Στις προσθετικές ιδιότητες των μη ιοντικών διαλυμάτων

Οι ιδιότητες αυτές εξαρτώνται μόνο από τον αριθμό των μορίων του σώματος που είναι διαλυμένο ανά μονάδα όγκου του διαλύματος. Έτσι οι τιμές των προσθετικών ιδιοτήτων είναι ουσιαστικά συνάρτηση της συγκέντρωση του διαλύματος. Οι προσθετικές αυτές ιδιότητες είναι:

1. Η πτώση τάσης των ατμών του διαλύτη κατά τη διάλυση μίας μοριακής ουσίας. Η τιμή της τάσης του διαλύματος καθορίζεται από το Νόμος του Ραούλ.
2. Η ανύψωση του σημείου του σημείου βρασμού του διαλύματος σε σχέση με το σημείο βρασμού του καθαρού διαλύτη και η ταπείνωση του σημείου τήξης του διαλύματος σε σχέση με το σημείο τήξης του καθαρού διαλύτη. Οι ιδιότητες αυτές είναι ανάλογες με τη συγκέντρωση του διαλύματος.
3. Η ωσμωτική πίεση του διαλύματος. Η τιμή της ωσμωτικής πίεσης είναι ανάλογη με τη συγκέντρωση του διαλύματος και καθορίζεται από το νόμο Βαν'τ Χοφ.

Στη σχέση μεταξύ πίεσης – όγκου – θερμοκρασίας των αερίων που συμπεριφέρονται ως ιδανικά

Η σχέση αυτή που ονομάζεται και καταστατική εξίσωση των ιδανικών αερίων είναι η παρακάτω:

PV=nRT

όπου P: η πίεση του αερίου, V ο όγκος του, n ο αριθμός των μολ, Τ η απόλυτη θερμοκρασία και R η παγκόσμια σταθερά των αερίων.

Στον προσδιορισμό της τιμής της εσωτερικής ενέργειας των αερίων

Η εσωτερική ενέργεια ενός αερίου είναι ανάλογη του αριθμού των μολ που περιέχει.

Στον προσδιορισμό της θερμότητας που ανταλλάσσουν τα σώματα

Η θερμότητα που λαμβάνει ή αποδίδει ένα σώμα δίνεται από τη σχέση:

Q=nCΔT

όπου Q η θερμότητα, n ο αριθμός των μολ, ΔT η μεταβολή της θερμοκρασίας και C η γραμμομοριακή ειδική θερμότητα του σώματος.

Αναφορές

Gorin George, "Mole and Chemical Amount: A Discussion of the Fundamental Measurements of Chemistry", Journal of Chemical Education, vol.71 No.2, p. 114-116, Feb. 1994
Ostwald, W. «Grundriss der allgemeinen Chemie»; Leipzig: Engelmann, p. 11, 1900
Ostwald, W. «Grundriss der allgemeinen Chemie», 5th ed., Dresden: Steinkopff, 1917, p. 44