Modellvorstellungen

6. Atome und Moleküle

Von den Atomen zu Molekülen.

Moleküle bestehen aus zweioder mehreren miteinander verbundenen Atomen.

6.1 Veranschaulichung des Atomdurchmessers

Jeder Stoff besteht nach Dalton aus feinsten Teilchen. Er nannte sie wie Demokrit Atome. Einzelne Atome treten nur ganz selten auf. Häufig verbinden sich gleiche oder verschiedene Atome miteinander zu Atomverbänden, die wir Moleküle nennen. So besteht jedes Molekül des Sauerstoffgases aus zwei Atomen Sauerstoff. Ein Molekül des Gases Methan, dem wichtigsten Bestandteil von Erdgas, besteht immer aus fünf Atomen, und zwar aus einem Kohlenstoffatom und aus vier Wasserstoffatomen.

Größe und Masse der Atome und Moleküle.

Der Durchmesser eines Atoms wird inder Einheit Nanometer (nm) angegeben.

1 nm = 0,000 000 001 m

Die verschiedenen Arten von Atomen unterscheiden sich voneinander in ihrer Masse und Größe. Die Größe und Masse eines Atoms sind unvorstellbar klein. Der Durchmesser eines Atoms liegt in der Größenordnung von wenigen Nanometern (=nm); 1 nm = 10^—9 m = 0,000 000 001 m. Entsprechend gering ist die Masse eines Atoms. Die Masse eines Wasserstoffatoms beträgt z.B. 0,000 000 000 000 000 000 001 673 mg = 1,673 ⋅ 10^—21 mg.

6.2 Ein Gedankenexperiment: Fortschreitende Zerkleinerung eines Felsbrockens.

Bereits in kleinen Stoffmengen ist deshalb eine ungeheure Anzahl von Atomen enthalten. Derartige Zahlen übersteigen weit unser Vorstellungsvermögen. Die Masse eines Moleküls ergibt sich aus der Summe der Massen der im Molekül vorhandenen Atome. Bei der praktischen Arbeit erschweren die in der Einheit Gramm (g oder mg) angegebenen Atom- oder Molekülmassen selbst die einfachsten Berechnungen. Man hat deshalb eine neue, sehr kleine Masseneinheit eingeführt, die atomare Masseneinheit u genannt wird. Dabei wurde festgelegt: 1 u ist der zwölfte Teil der Masse eines Kohlenstoffatoms.

Tabelle 4: Atom- bzw. Molekülmassen in g und u

Atommasse bzw. Molekülmasse	in g	in u
für Sauerstoff	16 x 1,660 x 10^-24	16
für Kohlenstoff	12 x 1,660 x 10^-24	12
für Methan	16 x 1,660 x 10^-24	16

Der Vorteil dieser Massenangaben in u beruht darin, dass das leichtste aller Atome, das Wasserstoffatom, ziemlich genau die Masse 1 u hat. So kann die Masse aller übrigen Atome leicht verglichen werden. 1 Schwefelatom mit der Atommasse 32 u ist z.B. doppelt so schwer wie 1 Sauerstoffatom. Außerdem ist mit diesen Zahlenwerten bequem zu rechnen.

6.2 Eine Hilfsvorstellung: Angenommener Ersatz der Masseneinheit Gramm (Kilogramm) durcheine gedachte Masseneinheit. Hier die Babyeinheit (B). 1 Babyeinheit = 7kg

Die atomare Masseneinheit u istder zwölfte Teil der Masse eines Kohlenstoffatoms

Absolute Atom- und Molekülmassesind Zahlenwerte für die Atom- bzw. Molekülmasse in der Masseneinheit u.

Die Zahlenwerte für Atommassen in der Einheit u werden relative Atommassen und die Zahlenwerte für die Molekülmasse in der Einheit u relative Molekülmassen genannt. Die relativen Atom- bzw. Molekülmassen ermöglichen einen Vergleich der Massen unterschiedlicher Atome bzw. Moleküle. Darauf kommt es beim praktischen Arbeiten in der Chemie an. Diese Werte sind in Atommassentabellen enthalten.

Das Mol.

6.4 Ein Eisenwürfel mit einer Kantenlänge von knapp 2 cm enthält 1 Mol Eisenatome. Ein Eisenatom hateinen Radius von 0,116 nm. Könnte man die Atome diese Eisenwürfels so aufreihen, dass ein Atom unmittelbar an dasnächste gereiht wird, würde man eine Kette aus Eisenatomen erhalten, die 465 mal von der Erde zur Sonne undzurück gespannt werden könnte.

Im täglichen Leben ist es üblich bestimmte Stoffportionen meist in der Masseneinheit Gramm oder in ihrer Menge, also der Stückzahl anzugeben. So wie es verschiedene Masseneinheiten gibt, so existieren auch verschiedene Mengeneinheiten.

Beispiele für Masseneinheiten: Kilogramm, Gramm, Karat (=0,200 g)
Beispiele für Mengeneinheiten: Stück, Dutzend (=12 Stück), Gros (=144 Stück)

1 Mol ist die Menge eines Stoffesvon 6,023 x 10²³ Teilchen

Auch in der Chemie können Stoffportionen entweder in Masseneinheiten (z.B. g oder u) oder in Mengeneinheiten angegeben werden. Eine für die Chemie praktische Einheit der Stoffmenge ist das Mol (Kurzzeichen: mol). Dabei versteht man unter einem Mol die Anzahl von Teilchen, die in 12 g Kohlenstoff enthalten sind. Es ist gelungen, mit verschiedenen Meßmethoden diese Zahl zu bestimmen, sie beträgt 6,023 ⋅ 10²³ Teilchen.

1 mol Eisen besteht also aus 6,023 ⋅ 10²³ Eisenteilchen, ebenso wie z.B 1 mol Wasserstoff oder 1 mol Sauerstoff aus ebenfalls 6,023 x 10²³ Wasserstoff- bzw. Sauerstoffteilchen bestehen.

Masse eines Wasserstoffatoms:	1 u
Masse eines Kohlenstoffatoms:	12 u
Masse eines Eisenatoms:	56 u

Es stellt sich die Frage, ob es zwischen der Masseneinheit »Gramm« und der Mengeneinheit »Mol« eine feste Beziehung gibt. Für den Kohlenstoff z.B. gilt: 12 g Kohlenstoff bestehen aus 6,023 ⋅ 10²³ Teilchen. Welche Masse hat aber 1 mol Eisen, 1 mol Sauerstoff etc.?
Aus der Atommassentabelle läßt sich leicht ablesen:

Daraus folgt, dass 100 u Wasserstoff genausoviele Teilchen enthalten wie 1200 u Kohlenstoff, 5600 u Eisen, nämlich 100 Stück. Also befinden sich in 1 g Wasserstoff oder in 56 g Eisen genausoviele Teilchen wie in 12 g Kohlenstoff, nämlich genau 6,023 ⋅ 10²³ Teilchen.

Wieviel mol Wasser enthält1 l Wasser (1 kg Wasser)? Wieviele Teilchen sind dies?

Gleich viele Teilchen Schwefelund Eisen sollen miteinander vermischt werden. Wie ist zu verfahren?

In der Praxis erweist sich diese Überlegung als sehr hilfreich: Um die Stoffmenge 1 Mol eines Elementes oder einer Verbindung zu erhalten, müssen keine Teilchen abgezählt werden (was ohnehin unmöglich wäre), sondern es wird eine Wägung durchgeführt: 1 mol Eisen entspricht also 56 g Eisen. Die Masse von 1 mol eines Stoffes wird molare Masse oder Molmasse genannt.

Stoffmengen, die man gerade noch handhaben kann, bestehen aus 1 Billiarde Teilchen (z.B.: In 1 mm³ Luft befinden sich rund 24 Billiarden Teilchen).

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