Masa molar

A masa molar dos átomos dun elemento vén dada polo peso atómico de cada elemento^[2] multiplicado pola constante de masa molar, M
u = 1×10⁻³ kg/mol = 1 g/mol.^[3] Exemplos:

M(H) = 1,007 97(7) u × 1 g/mol = 1,007 97(7) g/mol

M(S) = 32,065(5) u × 1 g/mol = 32,065(5) g/mol

M(Cl) = 35,453(2) u × 1 g/mol = 35,453(2) g/mol

M(Fe) = 55,845(2) u × 1 g/mol = 55,845(2) g/mol

Algúns elementos adoitan presentarse en forma molecular, como por exemplo o hidróxeno (H
2), o xofre (S
8) ou o cloro (Cl
2). A masa molar das moléculas homonucleares é o número de átomos en cada molécula multiplicado polo peso atómico do elemento constante, multiplicado pola constante de masa molar (M
u). Exemplos:

M(H
2) = 2 × 1,007 97(7) u × 1 g/mol = 2,015 88(14) g/mol

M(S
8) = 8 × 32,065(5) u × 1 g/mol = 256,52(4) g/mol

M(Cl
2) = 2 × 35,453(2) u × 1 g/mol = 70,906(4) g/mol

A masa molar dun composto vén dada pola suma dos pesos atómicos estándar dos átomos que forman o composto, multiplicado pola constante de masa molar (M
u). Exemplo:

M(NaCl) = [22,989 769 28(2) + 35,453(2)] × 1 g/mol = 58,443(2) g/mol

M(C
12H
22O
11) = ([12 × 12,010 7(8)] + [22 ×1,007 94(7)] + [11 ×15,999 4(3)]) × 1 g/mol = 342,297 (14) g/mol

Pódese definir unha masa molar media para mesturas de compostos.^[1] Isto é particularmente importante na ciencia de polímeros, onde as moléculas dun polímero poden ter distinto número de monómeros.^[4][5]

A masa molar media de mesturas ${\displaystyle {\bar {M}}}$  pode calcularse mediante as fraccións molares (x_i) dos compostos e das súas masas molares (M_i):

${\displaystyle {\bar {M}}=\sum _{i}x_{i}M_{i}}$ 

Pódese calcular tamén a partir da fracción de masa (w_i) dos compostos:

${\displaystyle 1/{\bar {M}}=\sum _{i}{\frac {w_{i}}{M_{i}}}}$ 

Non é habitual medir directamente as masas molares. En lugar disto, poden calcularse a partir das masas atómicas estándar, listadas con frecuencia en catálogos de química e fichas de datos de seguridade (FDS).

A medición da masa molar por densidade de vapor baséase no principio enunciado orixinalmente por Amedeo Avogadro, que indica que a iguais volumes de gases, baixo condicións idénticas, estes conteñen a mesma cantidade de partículas. Este principio inclúese na lei dos gases ideais:

${\displaystyle pV=nRT\ }$ 

onde n é a cantidade de substancia. A densidade de vapor (ρ) dase en térmos de:

${\displaystyle \rho ={{nM} \over {V}}\ }$ 

Combinando estas dúas ecuacións obtense a expresión para a masa molar en térmos da densidade de vapor para condicións coñecidas de presión e temperatura:

${\displaystyle M={{RT\rho } \over {p}}\ }$ 

O punto de fusión dunha disolución é inferior que o do solvente puro, e o descenso crioscópico (ΔT) é directamente proporcional á molaridade da disolución. Cando se expresa a composcición como molalidade, a constante proporcional coñécese como a constante crioscópica (K
f) e é característica para cada solvente. Se w representa a concentración porcentual en peso dun soluto en disolución, e supoñendo que o soluto non está disolto, a masa molar vén dada por:

${\displaystyle M={{wK_{f}} \over {\Delta T}}\ }$ 

O punto de ebulición dunha disolución dun soluto non volátil é maior co dun solvente puro, e o aumento ebuloscópico (ΔT) é directamente proporcional á molaridade das disolucións. Cando se expresa a concentración en molalidade, a constante de proporcionalidade coñéces como constante ebuloscópica (K
b) e é característica para cada solvente. Se w representa a concentración porcentual en peso dunha disolución, e supoñendo que o soluto non está disolto, a masa molar vén dada por:

${\displaystyle M={{wK_{b}} \over {\Delta T}}.\ }$