Vandaag, 23 oktober, was Moldag – wat je misschien doet denken aan die kleine, harige, gravende dieren. Maar zij lijken echter niet eens een eigen herdenkingsdag te hebben; we hebben het hier over de mol in de scheikunde, een hoeveelheid die ons in staat stelt om atomen en moleculen op een gemakkelijkere manier te ‘tellen’.

Het probleem dat scheikundigen hebben met atomen en moleculen, is dat ze een beetje aan de kleine kant zijn, wat het tellen ervan meer dan een beetje moeilijk kan maken. Stel dat we de grootte van een atoom in perspectief willen plaatsen: we vergroten hiervoor een heliumatoom totdat het de grootte heeft van een van de ‘puntjes op de i’ uit dit stuk tekst. Als je een gemiddelde woestijnrat met dezelfde factor zou vergroten, krijg je een angstaanjagende woestijnrat zo groot als onze aardbol. Bij het uitvoeren van chemische reacties willen we vaak een idee krijgen hoeveel van het product we verwachten te krijgen van een reactie, maar de enorme aantallen atomen of moleculen die al bij een kleine reactie betrokken zijn, maken deze berekeningen ongelooflijk onpraktisch.

Dit is waar de mol tevoorschijn komt. Het wordt gedefinieerd als het aantal atomen (of moleculen) dat aanwezig is in één mol van een stof: 6,022 x 10^23. De Franse wetenschapper Jean Perrin stelde voor dit nummer te vernoemen naar Amedeo Avogadro, de Italiaanse wetenschapper die over het algemeen wordt geroemd omdat hij de eerste persoon was die realiseerde dat het volume van een gas, bij een bepaalde temperatuur en druk, recht evenredig is met het aantal atomen of moleculen, ongeacht welk gas het is. Daarom kennen we 6,022 x 10^23 als ‘het getal van Avogadro’.

Het getal van Avogadro wordt gedefinieerd als zijnde het aantal aanwezige atomen in 12 gram koolstof-12. Eén mol van elke stof bevat dan precies dit aantal atomen of moleculen. Vanzelfsprekend kan afhankelijk van de massa van de atomen of moleculen, de totale massa van één mol van een stof variëren – één mol water weegt een klein beetje meer dan 18 gram, terwijl één mol van het zout dat je in je keuken hebt, natriumchloride, 58,4 gram weegt.

Dit kan verwarrend lijken voor scheikundeleerlingen; als een analogie is het gemakkelijk om de term ‘mol’ te vergelijken met de meer alledaagse term ‘een dozijn’. Wanneer iemand ‘een dozijn’ zegt, dan weet je dat het om iets van twaalf gaat. Op dezelfde manier weten scheikundigen dat wanneer ze het over een mol hebben, ze het hebben over 6,022 x 10^23 van iets. Evenzo, als je een dozijn olifanten en een dozijn muizen hebt, zou je verwachten dat het dozijn olifanten een aanzienlijk grotere massa heeft dan het dozijn muizen (tenzij je een paar bizar kleine olifanten hebt). Ondanks het verschil in massa, heb je echter nog steeds een dozijn van elk. Op dezelfde manier kan hetzelfde aantal mol van verschillende elementen en samenstellingen verschillende massa’s hebben.

Dat is wat een mol is – maar waarom hebben we het nodig? Nou, om te beginnen maakt het het uitdrukken van hoeveelheden chemicaliën een stuk gemakkelijker. We hoeven niet het aantal moleculen van een verbinding die we hebben weer te geven en de grote aantallen die dat met zich mee zou brengen te gebruiken, en we kunnen in plaats daarvan molen in onze berekeningen gebruiken om ze te vereenvoudigen. We kunnen het aantal mol vinden van elke massa van een willekeurige verbinding, simpelweg door de massa die we hebben van de verbinding te delen door de ‘molaire massa’ – dat wil zeggen, de totale som van de massa’s van de atomen die de verbinding vormen. Bovendien kan het gebruik van molen ons helpen om gemakkelijk de massa’s producten te voorspellen die we door reacties kunnen verkrijgen.

Samenvattend, is de mol een noodzakelijk hulpmiddel voor scheikundigen – waarschijnlijk ook de reden dat er een dag is om het te herdenken, terwijl zijn harige naamgenoten het hele jaar niet gewaardeerd worden…

(Bron afbeelding: Compound Interest)