מול

מוֹל (Mole) הוא יחידת מידה סטנדרטית המגדירה כמות חומר על פי מספר חלקיקים קבוע. אם כמות של חומר מסוים מכילה מספר אבוגדרו של חלקיקים, אותה כמות היא מול אחד של החומר. ערכו המדויק של מספר אבוגדרו הוא ‎6.02214076×10²³‎.

על פי ההגדרה של מערכת היחידות הבינלאומית (SI) שהייתה בתוקף עד מאי 2019, מול אחד הוא כמות המכילה מספר חלקיקים כמספר האטומים הנמצאים ב-12 גרם של פחמן-12 טהור.

מול יכול לשמש למדידה של חלקיקים שונים: חלקיקים יסודיים, נוקליאונים, אטומים, מולקולות ועוד. כדי שהמדידה תהיה בעלת משמעות, יש להגדיר מראש באיזה חלקיק עוסקים.

השימוש במולים מאפשר יצוג מאקרוסקופי של ישויות זעירות. לדוגמה, מול מים (H₂O) מורכב מ-2 מולי מימן ומול חמצן אחד. זאת, בדיוק כשם שמולקולה אחת של מים מורכבת מ-2 אטומי מימן ואטום חמצן אחד.

הצורך ביחידה כגון מול, המייצגת מספר מאקרוסקופי של חלקיקים, בולט בעיקר בחישובים סטויכיומטריים בכימיה ובפיזיקה. אילו היו נערכים ברמת החלקיק הבודד, היו אלו דורשים שימוש במספרים עצומים. כך, לדוגמה, מיליליטר אחד של מים מכיל כ-33 אלף מיליארד מיליארד מולקולות (כ-‎3.343×10²²‎ מולקולות). מכיוון שבתגובה כימית, אטום יחיד מגיב עם אטום יחיד אחר, או לכל היותר אטומים ספורים, ללא קשר למסתם ולגודלם הפיזי של כל אחד מהאטומים, נוח להשתמש ביחידה המתייחסת למספר החלקיקים בלבד. הדבר נכון גם לתגובות אחרות ברמה הקואנטית, כגון בליעה ופליטה של פוטונים מחלקיקים טעונים, כאשר לרוב, כל חלקיק, ללא קשר למסתו, בולע או פולט פוטון אחד.

מסה מולרית ומולריוּת

על המול מבוססות שתי יחידות סטויכיומטריות נוספות:

המסה של מול אחד של חלקיקים נקראת מסה מולרית. לכל יסוד יש מסה מולרית משלו. ערך המסה המולרית של יסוד, ב-g/mol, שווה למשקל האטומי של אותו יסוד. נתון זה מופיע לעיתים קרובות תחת שם היסוד בטבלה המחזורית. המסה המולרית נמדדת בגרם למול (g/mol); בפיזיקה מקובל להגדירה בקילוגרם לקילומול (kg/kmol). שני נתונים אלו זהים מבחינה מספרית. כך, למשל, מסתו של מול נתרן (כלומר, המסה של כ-‎6.022×10²³‎ אטומי נתרן) היא כ-23 גרם. מסתו המולרית של נתרן היא, אפוא, 23 גרם למול.

כאשר החלקיק הנדון הוא מולקולה, הרי לעיתים קרובות, סך המסות המולריות של האטומים המרכיבים את המולקולה מכונה מסה מולקולרית או "משקל מולקולרי" ומסומן Mw. אולם, קיים הבדל בין מסה מולרית למסה מולקולרית. מסה מולקולרית מייצגת גודל מוחלט של מסה ונמדדת ביחידות מסה, כגון יחידת מסה אטומית מאוחדת או קילוגרם. לעומת זאת, מסה מולרית מייצגת את המסה של כמות חלקיקים נתונה ונמדדת ביחידות מסה לכמות חלקיקים, כגון g/mol או kg/kmol. יתר על כן, ניתן למדוד גם מסה מולרית של חלקיקים שאינם מולקולות, כגון אטומים או חלקיקים יסודיים כלשהם. הבלבול הנפוץ בין שני המונחים נובע בעיקר מהעובדה שהמסה המולרית של מולקולה, ביחידות g/mol, זהה לחלוטין למסה המולקולרית שלה, ביחידות u (יחידת מסה אטומית מאוחדת). לדוגמה, המסה המולרית של מלח בישול (נתרן כלורי) היא 58.44126928 גרם למול, כאשר 22.98976928 מהם תורם אטום הנתרן ו-35.4515 תורם אטום הכלור. המסה המולקולרית של מלח בישול, כלומר, המסה של מולקולה אחת של מלח בישול, היא בדיוק 58.44126928 u.

מדברים אלו נובעת הנוסחה:

$m=M_{w}\cdot n$

כאשר m מסמל את המסה, M_w את המסה המולרית ו-n את מספר המולים.

היחידה השנייה הנובעת מהמול היא יחידת הריכוז, מולריוּת. היחידה, המסומנת באות c, נמדדת במוֹלר, המסומן ב-M. מולר אחד שווה למול חלקיקים של מומס בליטר של ממס. כדי ליצור, לדוגמה, תמיסה מימית של מלח בישול שריכוזה יהיה 3M, יש להמיס 3 מול מלח בישול (כלומר, 175.5 גרם מלח בישול) בליטר מים. בכימיה נהוג להשתמש בשתי יחידות הריכוז, מולר ומול לליטר, זו לצד זו. מולר משמשת לעיתים קרובות במעבדה לציון ריכוזן של תמיסות על תווית המכל שלהן (למשל, חומצה גפרתית 5M). הנוסחה הנובעת היא:

$c(M)={\frac {n(mol)}{v(l)}}$

כאשר c מסמל את הריכוזיות במולר (n ,(M מסמל את מספר המולים, ו-v את הנפח בליטרים (l).

חישוב לדוגמה

בדוגמה זו, נשתמש במושג המול כדי לחשב את המסה של CO₂ הנוצרת כאשר 1 גרם של אתאן (C₂H₆) נשרף (או, במילים אחרות, מתחמצן). המשוואה עבור תגובה כימית זו היא:

$${\ce {7O_2 + 2C_2H_6 -> 4CO_2 + 6H_2O}}$$

במשוואה זו, 7 מולים של חמצן מגיבים עם 2 מולים של אתאן כדי ליצור 4 מולים של פחמן דו-חמצני ו־6 מולים של מים. בחישוב שלנו נצטרך קודם למצוא את מספר המולים של אתאן שנשרפו. המסה האטומית של מימן היא 1, והמסה האטומית של פחמן היא 12, ולכן המסה המולקולרית של C₂H₆ היא 30 (1 × 6 + 12 × 2). כלומר, מול אחד של אתאן שוקל 30 גרם. הכמות שנשרפה שקלה 1 גרם או 1/30 מול. באופן דומה המסה המולקולרית של CO₂ היא 44, ומול אחד של CO₂ שוקל 44 גרם. מהנוסחה אנו יודעים ש:

1 מול של אתאן נותן 2 מולים של פחמן דו-חמצני (מכיוון ש2 מולים נותנים 4).

אנו גם יודעים את משקל המול של שני החומרים ולכן:

30 גרם של אתאן נותנים 2 × 44 גרם של פחמן דו-חמצני.

אך רק 1/30 מול של אתאן נשרף ולכן:

1/30 מול של אתאן נותנים 2 × 1/30 מול של פחמן דו-חמצני.

ולסיום:

1 גרם של אתאן נותן 44 × 2/30 גרם של פחמן דו-חמצני = 2.93 גרם.

יחידות נוספות

בנוסף למולריות, קיימות כמה יחידות ריכוז ששימושן ספציפי או נדיר יותר:

מוֹלָליוּת מוגדרת כמול אחד של מומס בקילוגרם אחד של ממס. היחידה נמדדת במוֹלָל, המסומן ב-m. לדוגמה, תמיסה בת חצי קילוגרם המכילה 2 מול מלח בישול היא תמיסה בת 4 מולל. יתרון השימוש במולליות על-פני המולריות הוא שהאחרונה (הנמדדת על-פי נפח התמיסה) עלולה להשתנות עם שינוי הטמפרטורה. מולליות חסינה לשינויים בטמפרטורה, שכן היא נמדדת על-פי מסת התמיסה.

נורמליוּת שווה למולריות, אך מוכפלת בערכיות של היון. בנורמליות משתמשים, לפיכך, בעיקר בתגובות חומצה-בסיס וחמצון-חיזור, בהן ערכיות היון חשובה. לדוגמה, תמיסה בה מומס מול אחד של חומצה כלורית (HCl) בליטר מים היא בת 1N (נורמל). תמיסה זהה של חומצה גופרתית (H₂SO₄) היא בת 2N, שכן ערכיותה של חומצה גופרתית כפולה מזו של חומצה כלורית.

שבר מוֹלרי או שבר מוֹלי, המסומן באות היוונית כי (χ), מציין את היחס בין מספר מולי המומס לבין מספר המולים הכולל בתמיסה, מומס וממס יחדיו (כלומר תמיד קטן מ-1). לדוגמה, מול אחד של מלח בישול המומס ב-9 מולים של מים נותן תמיסה בת 0.1χ.

פוֹרמָליוּת, בה משתמשים לעיתים נדירות, זהה למולריות, רק שכאן מדובר במספר המולים של החומר המקורי שהומסו. לדוגמה, כשממיסים מול של מימן כלורי בליטר מים, זו מתפרקת ליוני מימן וליוני כלור. יוני המימן ממשיכים להגיב עם המים ליצירת יוני הידרוניום (H3O₊). לפיכך, קשה לומר שזוהי תמיסה בת 1M של מימן כלורי, שכן כמעט ולא קיימות מולקולות מימן כלורי בתמיסה. בשעה שהמולריות מתעלמת מהיבט זה, ניתן לומר שקיבלנו תמיסה בת 1F (פוֹרמל) של מימן כלורי.

מוליניוּת, גם היא יחידה נדירה; היא זהה למולליות, רק שכאן מדובר במסת התמיסה כולה, ולא רק במסת הממס. לפיכך, מול של חומר מסוים, השוקל חצי קילוגרם והמומס בקילוגרם מים נותן תמיסה בעלת מוליניות של שני-שלישים מול לקילוגרם (מול אחד חלקֵי אחד וחצי קילוגרם).

ראו גם

• סטויכיומטריה
• פחמן-12
• יום מול
• ריכוז מולרי

קישורים חיצוניים

• אבי סאייג, איך ספרו את מספר אבוגדרו?, במדור "שאל את המומחה" באתר של מכון דוידסון לחינוך מדעי, 19 מרץ 2014
• מול, באתר אנציקלופדיה בריטניקה (באנגלית)

הערות שוליים

הערך באדיבות ויקיפדיה העברית, קרדיט,
רשימת התורמים
רישיון cc-by-sa 3.0

34603241מול