Molare Masse

Die molare Masse $M$ (auch veraltet Molmasse oder Molgewicht; unüblich stoffmengenbezogene Masse) eines Stoffes ist die Masse pro Stoffmenge oder, anders gesagt, der Proportionalitätsfaktor zwischen Masse $m$ und Stoffmenge $n$ :[1]

m=M\cdot n

.

Physikalische Größe

Name

Molare Masse

Formelzeichen

$M$

Größen- und Einheitensystem	Einheit	Dimension
SI	kg·mol⁻¹	M·N⁻¹

Sie ist eine intensive Größe. Die SI-Einheit ist kg/mol; in der Chemie ist g/mol üblich.

Die molare Masse einer chemischen Verbindung ist die Summe der mit dem jeweiligen Stöchiometriefaktor multiplizierten molaren Massen der an der Verbindung beteiligten chemischen Elemente. Stöchiometriefaktoren sind die Zahlen in der Summenformel eines Moleküls bzw. im Fall von nichtmolekularen Verbindungen (Metalle und Ionenverbindungen) der Verhältnisformel.

Die molare Masse eines isotopenreinen Stoffes ist konstant. Der Zahlenwert der molaren Masse in g/mol ist die relative Molekülmasse und gleich[2] dem Zahlenwert der Molekülmasse in der atomaren Masseneinheit (u oder Dalton).

Definition

Der Zusammenhang zwischen Masse, Stoffmenge, Volumen und Teilchenanzahl.

M={\frac {m}{n}}=N_{\mathrm {A} }\cdot m_{M}

Hierbei stehen die einzelnen Formelzeichen für folgende Größen:

$m$ – Masse
$n$ – Stoffmenge
$N_{\mathrm {A} }$ – Avogadro-Konstante
$m_{M}$ – Teilchenmasse

Berechnung

Die molare Masse einer Verbindung kann berechnet werden, wenn man ihre Summenformel kennt: Zu jedem Element entnimmt man aus der Summenformel die Indexzahl – sie steht in der Summenformel hinter dem Elementsymbol. Zu jedem Element muss man dann z. B. aus Tabellen die molare Masse entnehmen – ihr Zahlenwert ist gleich der relativen Atommasse. Dann erhält man die molare Masse als Summe der molaren Massen der Elemente, welche die Verbindung aufbauen:

Die molare Masse einer Verbindung ist gleich der Summe aus den molaren Massen der Elemente multipliziert mit ihren Indexzahlen.

Beispiel für Wasser (H₂O):

M_{\mathrm {H_{2}O} }=2\ M_{\mathrm {H} }+M_{\mathrm {O} }=2\cdot 1{,}00794\,{\frac {\mathrm {g} }{\mathrm {mol} }}+15{,}9994\,{\frac {\mathrm {g} }{\mathrm {mol} }}=18{,}01528\,{\frac {\mathrm {g} }{\mathrm {mol} }}

Aus den molaren Massen der chemischen Elemente kann man die molaren Massen aller Verbindungen berechnen.

Element	Elementsymbol	Ordnungszahl	Molare Masse
Wasserstoff	H	1	1,00794 g/mol
Kohlenstoff	C	6	12,01070 g/mol
Sauerstoff	O	8	15,99940 g/mol

Verbindung	Summenformel	Zahl der Atome	Molare Masse
Wasserstoff	H₂	2	2,01588 g/mol
Sauerstoff	O₂	2	31,99880 g/mol
Wasser	H₂O	3	18,01528 g/mol
Methan	CH₄	5	16,04300 g/mol
Acetylsalicylsäure	C₉H₈O₄	21	180,16000 g/mol

Bestimmung

Erstmalige Bestimmung

Für die erstmalige Bestimmung der molaren Masse von Molekülen war das Avogadrosche Gesetz bestimmend. Im Gaszustand nehmen bei gleicher Temperatur gleich viele Moleküle einen nahezu identischen Rauminhalt ein. Für einfache Moleküle wie Chlor, Wasserstoff, Chlorwasserstoff, Sauerstoff und Wasserdampf konnten die Verhältnisse aus Wägungen der Gase nach einer Elektrolyse ermittelt werden. Mit dem Verfahren nach Bunsen lassen sich molare Massen von Gasen über die Ausströmungszeiten ermitteln. Für komplizierte organische Moleküle nutzte man zunächst ebenfalls das Avogadrosche Gesetz, indem man die reinen organischen Stoffe verdampfte und das verdrängte Wasservolumen bestimmte. Die Methode wurde erst von Joseph Louis Gay-Lussac angewendet, später von Victor Meyer verbessert. Eine weitere Methode war die Messung der Siedepunktserhöhung (Ebullioskopie). Ein etwas älteres Verfahren ist das nach Dumas, bei dem ebenfalls die Stoffe verdampft wurden. Für nicht verdampfbare Moleküle nutzte man früher die Gefrierpunktserniedrigung (Kryoskopie) oder den osmotischen Druck von Lösungen (Osmometrie). Die letztere Methode entwickelte Jacobus Henricus van ’t Hoff.

Die erstmalige Bestimmung der molaren Masse beruhte auf der Messung von Effekten, deren Größe nur abhängig von der Anzahl der verursachenden Teilchen, nicht aber von deren Masse ist (kolligative Effekte).

Bestimmung in der Gegenwart

Ein exaktes, sensitives Messverfahren ist die Massenspektrometrie. Hier ergibt sich die relative molare Masse aus dem Molekülpeak, dem eine Kalibrierung mit einer Standardsubstanz bekannter molarer Masse zugrunde liegt. In der hochauflösenden Massenspektrometrie kann die molare Masse mit vier Nachkommastellen ermittelt und auch die Summenformel bestimmt werden.[3] Zu beachten ist dabei, dass die molare Masse eines Moleküls – abhängig von seiner Isotopenzusammensetzung – gewissen Schwankungen unterliegen kann. Ein technisch weniger aufwändiges Verfahren ist die elektrophoretische Bestimmung der molaren Masse, das aber nur eine Abschätzung ermöglicht. Es spielt bei der Präparation von Proteinen, bei Restriktionsanalysen und anderen präparativen Methoden eine wichtige Rolle.

Weblinks

Online-Berechnung der molaren Masse

Einzelnachweise

Naturwissenschaft und Technik. Der Brockhaus, Mannheim; Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg, 2003.
Seit der Revision des Internationalen Einheitensystems von 2019 gilt diese Gleichheit nicht mehr definitionsgemäß, sondern näherungsweise. Die mögliche Abweichung liegt aber in der Größenordnung von 3·10⁻¹⁰ und ist in der Praxis irrelevant. Siehe Atomare Masseneinheit#Beziehung zur molaren Masse.
S. Ebel, H. J. Roth (Hrsg.): Lexikon der Pharmazie. Georg Thieme Verlag, 1987, ISBN 3-13-672201-9, S. 445.

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[1] Naturwissenschaft und Technik. Der Brockhaus, Mannheim; Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg, 2003.

[2] Seit der Revision des Internationalen Einheitensystems von 2019 gilt diese Gleichheit nicht mehr definitionsgemäß, sondern näherungsweise. Die mögliche Abweichung liegt aber in der Größenordnung von 3·10⁻¹⁰ und ist in der Praxis irrelevant. Siehe Atomare Masseneinheit#Beziehung zur molaren Masse.

[Ebel-3] S. Ebel, H. J. Roth (Hrsg.): Lexikon der Pharmazie. Georg Thieme Verlag, 1987, ISBN 3-13-672201-9, S. 445.