Molare Masse

Summiere die molaren Massen aller Atome gemäß der Formel. Die Werte liest du aus dem Periodensystem ab: $M(H) = 1{,}008$, $M(C) = 12{,}01$, $M(O) =\frac{ 16{,}00 g}{mol}$. Für Kohlenstoffdioxid CO₂ ergibt das $M = 12{,}01 + 2\cdot{}16{,}00 =\frac{ 44{,}01 g}{mol}$, für Wasser $2\cdot{}1{,}008 + 16{,}00 =\frac{ 18{,}02 g}{mol}$. Bei Klammern multiplizierst du den kompletten Klammerinhalt mit dem Index: Ca(OH)₂ liefert $40{,}08 + 2\cdot{}(16{,}00 + 1{,}008) =\frac{ 74{,}10 g}{mol}$. Hydratwasser zählt mit: CuSO₄·5H₂O enthält fünf zusätzliche Wassereinheiten. Wer sauber Schritt für Schritt jede Atomsorte einzeln aufschreibt, vermeidet die typischen Flüchtigkeitsfehler bei Indizes.

Die Molekülmasse beschreibt ein einzelnes Teilchen und wird in der atomaren Masseneinheit u angegeben; die molare Masse beschreibt ein ganzes Mol Teilchen und trägt die Einheit $\frac{g}{mol}$. Der Zahlenwert ist praktischerweise identisch: Ein Wassermolekül wiegt 18,02 u, ein Mol Wasser wiegt 18,02 g. Das ist kein Zufall, sondern Konstruktionsprinzip des Mols: Die Avogadro-Zahl wurde historisch so gewählt, dass genau diese Übereinstimmung entsteht. Verbunden sind beide Größen über $M = m_{T}\cdot{}N_{A}$. Bei Salzen wie NaCl spricht man übrigens nicht von Molekülmasse, weil keine Moleküle vorliegen, sondern von der Masse der Formeleinheit; die molare Masse funktioniert dort genauso.

Miss Masse und Stoffmenge einer Probe und bilde den Quotienten $M =\frac{ m}{n}$. Bei Gasen bekommst du die Stoffmenge bequem über das ideale Gasgesetz: $n =\frac{ pV}{(RT)}$. Beispiel: 3,55 g eines unbekannten Gases entsprechen 0,050 mol, also $M =\frac{ 3{,}55}{0{,}050} =\frac{ 71{,}0 g}{mol}$. Ist bekannt, dass das Gas zweiatomig ist, suchst du ein Element mit $M \approx{}\frac{ 35{,}5 g}{mol}$ und findest Chlor: Cl₂ mit $\frac{70{,}9 g}{mol}$. Dieselbe Logik nutzt die Massenspektrometrie hochpräzise: Sie trennt Teilchen nach Masse-zu-Ladung und liest die Molekülmasse direkt ab. In Klausuren ist die Gas-Variante der Standardweg, oft kombiniert mit Dichteangaben.

Weil die tabellierten Werte Mittelwerte über die natürliche Isotopenverteilung sind. Chlor besteht zu etwa 76 % aus Cl-35 und zu 24 % aus Cl-37; gewichtet ergibt das die mittlere Atommasse von 35,45 u. Auch die Bindungsenergie der Kerne verschiebt die Massen minimal gegenüber der reinen Nukleonenzahl. Für die Stöchiometrie ist das die richtige Zahl, denn jede reale Probe enthält das natürliche Isotopengemisch. Nur wenn mit angereicherten Isotopen gearbeitet wird, etwa in der Kernchemie oder bei markierten Verbindungen, musst du die Masse des konkreten Isotops verwenden. Für Klausuren gilt: Werte aus dem Periodensystem ablesen und sinnvoll runden, meist auf zwei Dezimalstellen.

Für ideale Gase folgt aus $pV = nRT$ mit $n =\frac{ m}{M}$ die Beziehung $\rho{} =\frac{ m}{V} =\frac{ p\cdot{}M}{(R\cdot{}T)}$. Die Dichte eines Gases ist also proportional zur molaren Masse: Bei gleichem Druck und gleicher Temperatur ist Kohlenstoffdioxid $(\frac{44 g}{mol})$ deutlich dichter als Luft (im Mittel etwa 29 g/mol), weshalb sich CO₂ am Boden sammelt, während Helium $(\frac{4 g}{mol})$ aufsteigt. Umgekehrt kannst du aus einer gemessenen Gasdichte die molare Masse bestimmen: $M =\frac{ \rho{}\cdot{}R\cdot{}T}{p}$. Beispiel: Ein Gas mit $\rho{} =\frac{ 1{,}25 g}{L}$ bei 273 K und 101 325 Pa liefert $M =\frac{ 1{,}25\cdot{}8{,}314\cdot{}273}{101{,}325} \approx{}\frac{ 28 g}{mol}$, das passt zu Stickstoff N₂.