Stoffmenge und Mol

Reaktionsgleichungen sprechen von Teilchen: 2 H2 + O2 → 2 H2O heißt, dass zwei Wasserstoffmoleküle mit einem Sauerstoffmolekül reagieren. Im Labor kannst du aber keine einzelnen Moleküle abzählen, sondern nur Stoffe abwiegen. Die Stoffmenge n verbindet beide Welten. Ihre Einheit ist das Mol, und ein Mol ist ein festes Päckchen aus etwa 6,022 · 10²³ Teilchen – ähnlich wie ein Dutzend immer zwölf Stück sind, egal ob es sich um Eier oder Autos handelt.

Wie viel ein Mol wiegt, hängt vom Stoff ab. Diese Masse pro Mol heißt molare Masse M und wird in g/mol angegeben. Du liest sie im Periodensystem ab: Die Atommasse in u entspricht zahlenmäßig der molaren Masse in g/mol. Kohlenstoff hat 12 u, ein Mol Kohlenstoff wiegt also 12 g. Für Moleküle addierst du die Werte aller Atome: Wasser hat 2 · 1 + 16 = 18 g/mol.

Ein typischer Fehler ist, die Koeffizienten einer Reaktionsgleichung als Massenverhältnis zu lesen. 2 H2 + O2 bedeutet nicht 2 g Wasserstoff und 1 g Sauerstoff, sondern 2 mol und 1 mol. Umgerechnet sind das 4 g Wasserstoff und 32 g Sauerstoff. Rechne deshalb immer erst Massen in Stoffmengen um, bevor du die Gleichung benutzt.

Die molare Masse eines Elements liest du direkt aus dem Periodensystem ab, gerundet auf die Atommasse in u. Für Verbindungen addierst du die molaren Massen aller beteiligten Atome entsprechend ihrer Anzahl in der Formel. Bei Kohlenstoffdioxid CO2 sind das ein Kohlenstoffatom mit 12 g/mol und zwei Sauerstoffatome mit je 16 g/mol, zusammen 12 + 32 = 44 g/mol.

Je größer und schwerer ein Molekül aufgebaut ist, desto größer wird seine molare Masse. Traubenzucker, chemisch Glucose C6H12O6, besteht aus 24 Atomen und kommt so auf 180 g/mol – fast das Zehnfache von Wasser. Diese Werte sind wichtig für jede Umrechnung zwischen Masse und Stoffmenge in Rezepten der Chemie, zum Beispiel beim genauen Ansetzen einer Lösung.

Der wichtigste Fehler wurde schon angesprochen: Koeffizienten in Reaktionsgleichungen als Gramm statt als Mol zu lesen. Wer 2 H2 + O2 → 2 H2O direkt als 2 g plus 1 g gleich 2 g Wasser liest, bekommt ein völlig falsches Bild – tatsächlich müssen erst alle Massen über die molare Masse in Stoffmengen umgerechnet werden, bevor die Gleichung angewendet wird.

Ein zweiter Fehler ist, beim Addieren der molaren Masse einer Verbindung die Anzahl der Atome zu übersehen. Bei H2O2, dem Wasserstoffperoxid, muss zweimal Wasserstoff und zweimal Sauerstoff gezählt werden: 2 · 1 + 2 · 16 = 34 g/mol, nicht 1 + 1 + 16 = 18 g/mol wie bei Wasser. Ein genauer Blick auf die tiefgestellten Indizes in der Formel ist deshalb Pflicht.

Ein dritter Fehler ist die Verwechslung von Stoffmenge und Teilchenzahl. Die Stoffmenge wird in Mol angegeben, die Teilchenzahl ist eine reine Zahl ohne Einheit. Erst die Multiplikation mit der Avogadro-Konstante 6,022 · 10²³ pro Mol wandelt die Stoffmenge in eine tatsächliche Teilchenzahl um.

In der Küche wird nach Gewicht oder Volumen abgemessen, im Chemielabor dagegen fast immer nach Stoffmenge, weil Reaktionen auf Teilchenebene ablaufen. Ein Apotheker, der eine Kochsalzlösung mit einer bestimmten Konzentration in mol pro Liter ansetzt, muss zuerst die passende Masse an Salz über die molare Masse berechnen, bevor er sie abwiegt.

Auch beim Backen mit Backpulver steckt Stoffmengendenken dahinter, auch wenn niemand am Küchentisch mol ausrechnet: Natriumhydrogencarbonat zersetzt sich beim Erhitzen und setzt Kohlenstoffdioxid frei, das den Teig auflockert. Wie viel Gas entsteht, hängt direkt von der eingesetzten Stoffmenge Backpulver ab, nicht nur von der Masse allein, weil unterschiedliche Backtriebmittel unterschiedliche molare Massen haben.

In der Industrie ist die Stoffmengenrechnung sogar entscheidend für den wirtschaftlichen Erfolg: Bei der Herstellung von Ammoniak im großtechnischen Haber-Bosch-Verfahren wird genau berechnet, wie viel Stickstoff und Wasserstoff im richtigen Stoffmengenverhältnis eingesetzt werden müssen, damit möglichst wenig Ausgangsstoff ungenutzt bleibt.