Reacties van stoffen

Rond 1800 was de kennis van elementen zover gevorderd dat een aantal zaken begon op te vallen. Een van die zaken was dat elementen steeds in een vaste massaverhouding met elkaar reageren.

IJzer en zwavel reageren met elkaar tot ijzersulfide. Dit gebeurt altijd in een verhouding van 7:4, of in formulevorm:

\mathrm {{\frac {Massa_{\ IJzer}}{Massa_{\ Zwavel}}}={\frac {7}{4}}}

Dit wil dus zeggen dat 4 gram zwavel met 7 gram ijzer zal reageren tot 11 gram ijzersulfide. Of 3.5 gram ijzer met 2 gram zwavel.

IJzer en zwavel

Als je probeert 5 gram zwavel met 7 gram ijzer te laten reageren, treedt er wel een reactie op, je krijgt 11 gram ijzersulfide maar je houdt ook 1 gram zwavel over.

Ook voor andere verbindingen werd een vaste massaverhouding tussen de elementen gevonden. Het lijkt alsof stoffen bestaan uit deeltjes met een bepaalde massa. Bij de vorming van een nieuwe stof, het product, de verbinding, binden deeltjes van de oude stoffen, de reactanten, zich aan elkaar in aantallen die voor het product kenmerkend zijn. Rond 1800 was de conclusie:

Een element reageert altijd alsof het bestaat uit deeltjes met een vaste massa.

Voor ijzer en zwavel geldt blijkbaar dat de massaverhouding tussen deeltjes ijzer en deeltjes zwavel 7:4 is. Voor calcium en zuurstof bleek de verhouding 5:2, voor chloor en waterstof 71:2, voor kwik en zuurstof 25:2. Door van veel verbindingen de massaverhouding te bepalen kon een lijst opgesteld worden van relatieve atoommassa's. Dat wil zeggen: er was bijvoorbeeld wel bekend dat een atoom waterstof het lichtste atoom was, koolstof was twaalf keer zo zwaar als waterstof, zuurstof 16 keer en chloor 35.5 keer zo zwaar als waterstof. Maar hoe zwaar één atoom was, toen mocht Joost het weten.

De in deze paragraaf gebruikte getallen zijn waarden zoals ze rond 1800 gebruikt konden worden. Tegenwoordig zijn de massa's van elementen nauwkeuriger bekend. Er geldt nog steeds dat ze in een vaste verhouding met elkaar reageren, maar de mooie ronde getallen zijn inmiddels verleden tijd. Tegenwoordig zou je de verhouding van de massa's ijzer en zwavel moeten noteren als 6,9632:4. Dit ligt zo dicht bij 7:4 dat het begrijpelijk is dat in 1800 over dat verschil heen gekeken is.

Deeltjes

Dat er atomen moesten bestaan was in 1800 met deze resultaten overtuigend aangetoond. Het bepalen van de massa van één atoom was toen nog niet mogelijk. Ook nu nog kunnen we één atoom niet echt wegen, al zijn er nu wel methoden om langs een omweg de massa te bepalen. Atomen zijn gewoon te klein.

Atoom

Een mol

Om hier toch mee te kunnen werken is in eerste instantie besloten dat als de massa van atomen nodig was, deze vermeld wordt voor het aantal atomen dat voorkomt in 1 gram waterstof. Zonder te weten hoeveel atomen dit waren, werd dit aantal atomen 1 mol (kleine letter "m") genoemd. De definitie van de mol is in de loop van de tijd aangepast aan de technische mogelijkheden en de praktijk.

Eerst werd waterstof door zuurstof vervangen: 1 mol is het aantal deeltjes in 16 gram zuurstof. Dat scheelt het werken met brandbaar gas!
Later is zuurstof vervangen door koolstof. Dat scheelt het werken met een lastig te wegen gas.
De laatste wijziging dateert van 20 mei 2019. Doordat het in de loop van de tweede helft van de 20e eeuw mogelijk werd de massa van individuele atomen te bepalen werd het ook mogelijk het aantal deeltjes in een mol van een stof vast te stellen. Vanaf 20 mei 2019 is de mol gedefinieerd als:

1 mol is exact 6,022 140 76 × 10²³ deeltjes.

De mol

1 mol van een stof bevat exact 6,022 140 76 × 10²³. Omdat de mol een heel groot getal is, heeft 1 mol stof ook vaak een behoorlijke massa. Daarom wordt ook veel gewerkt met de millimol (mmol = 1*10^-3 mol) en de micromol ( = 1*10^-6 mol). Een mol is daarmee compleet vergelijkbaar met een dozijn (12 stuks) of een gros (144 stuks).

mmol
(millimol)
μmol
(micromol)

Molaire massa

De molaire massa is de massa van 1 mol deeltjes.

Omdat de atomen en moleculen allemaal een eigen massa hebben, is de molaire massa een voor een element of verbinding intensieve grootheid. Van een verbinding is de molaire massa gelijk aan de som van de molaire massa's van de samenstellende atomen. Als symbool voor de molaire massa wordt vaak de hoofdletter "M" gebruikt. Een subscript geeft dan aan om welke stof het gaat:

{\ce {M_{Na}=22{,}990\ g/mol}}

{\ce {M_{H_{2}O}=2\times M_{H}\ +\ M_{O}=2\times 1{,}008+15{,}999=18{,}015\ g/mol}}

Molaire massa

Molaire massa van enige veel gebruikte elementen

Element	molaire massa (g/mol)
Aluminium	26.982
Broom	79.90
Chloor	35.453
Fosfor	30.975

Element	molaire massa (g/mol)
Fluor	18.998
Koolstof	12.011
Magnesium	24.305
Natrium	22.990

Element	molaire massa (g/mol)
Stikstof	14.007
Waterstof	1.008
Zuurstof	15.999
Zwavel	32.06

Voorbeelden

;1: Bereken de molaire massa van natriumfluoride, NaF.

Natriumfluoride bestaat uit natrium en fluor. Beide elementen komen één keer voor in natriumfluoride. De molaire massa van natriumfluoride is dus de molaire massa van natrium plus de molaire massa van fluor.

{\ce {M_{NaF}=M_{Na}+M_{F}=22{,}990+18{,}998=41{,}988\ g/mol}}

2

Bereken de molaire massa van magnesiumfosfaat. De formule van magnesiumfosfaat is:

{\ce {Mg3(PO4)2}}

.

Magnesiumfosfaat bestaat uit 3 magnesiumatomen en 2 fosfaatgroepen, die elk uit 1 fosfor- en 4 zuurstofatomen bestaan. Voor de molaire massa vinden we dus:

\mathrm {M_{Mg_{3}(PO_{4})_{2}}=3\times 24{,}305+2\times (30{,}975+4\times 15{,}999)=262{,}857\ g/mol}

Basiskennis chemie/Classificatie van stoffen/De mol

Reacties van stoffen

Een mol

Molaire massa

Voorbeelden