Molare Masse

 

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

Hierbei stehen die einzelnen Formelzeichen für folgende Größen:

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

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):

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

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

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).

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.

• Mittlere molare Masse
• Molares Volumen (Molvolumen)
• Molekülmasse oder Molekularmasse oder Molekulare Masse (früher: Molekulargewicht)

Trotz anderslautender SI-Vorgaben wird das Symbol M im Sinne von Molarität noch häufig für die Angabe von Stoffmengenkonzentrationen verwendet.

• Online-Berechnung der molaren Masse

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 relative Abweichung liegt bei (3,5 ± 3,0)e^-10 und ist in der Praxis irrelevant. Siehe Atomare Masseneinheit#Beziehung zur molaren Masse.
3. ↑ Siegfried Ebel, Hermann J. Roth (Hrsg.): Lexikon der Pharmazie. Georg Thieme Verlag, Stuttgart / New York 1987, ISBN 3-13-672201-9, S. 445.