Scheikunde - Mol berekenen

Mol is een bekend begrip in het dagelijks gebruik van scheikunde. Voor veel mensen zijn dit zeer moeilijke opgaven om uit te rekenen en daarom worden deze mol opgaven al snel overgeslagen, bijvoorbeeld op schoolexamens. Ook op het Centraal Eindexamen worden deze mol opgaven veel overgeslagen door de examenkandidaten. Omdat het scheikunde centraal eindexamen voor circa een kwart bestaat uit mol berekeningen, kan dit dus een verschil betekenen tussen een voldoende of een onvoldoende. Wat is een mol in scheikunde precies en hoe gaat de molberekening?

Definitie mol in scheikunde

Een mol is eigenlijk niets anders dan een hoeveelheid stof van een materie. Denk bijvoorbeeld aan stoffen in scheikunde zoals: Koolstof (C), Zuurstof (O) en Stikstof (N). Als men tweemaal een stikstof hoeveelheid heeft, zegt men op scheikundig gebied: 'Ik heb twee mol stikstof.' Een mol van een bepaalde stof heeft een massa (in gram, uitgedrukt in 'u') en dit is gelijk aan de massa van het molecuul. Dit heet moleculaire massa. Zuurstof (O) heeft een molecuulmassa van 16,0 u. In dit geval kan je ook zeggen dat zuurstof een massa heeft van 16,0 gram. Als in een opgaven staat dat er twee mol zuurstof aanwezig is, betekent dit 2 x 16,0 u = 32,0 u. Twee mol zuurstof heeft een massa van 32,0 u of anders gezegd twee mol zuurstof weegt dus 32,0 gram. De massa gegevens die behoren bij stoffen zijn te vinden in het Periodiek Systeem in het Binasboekje, deze worden uitgeleend door scholen.

Stappenplan voor mol berekenen

Bij het oplossen van deze mol opgaven is een stappenplan erg handig:

1. Reactievergelijking maken
2. Reken je gegevens om naar mol
3. Noteer de mol verhouding
4. Bereken het aantal mol gevraagde stof met behulp van de mol verhouding
5. Reken om naar de gevraagde hoeveelheid

Handige tip voor het berekenen van mol berekeningen op het scheikunde examen

• aantal mol = aantal gram : molaire massa
• aantal gram = aantal mol x molaire massa
• bekijk (leer) het mol-schema

De opgaven over mol berekenen

Met behulp van dit stappenplan hierboven zal het oplossen van mol opgaven een stuk soepeler verlopen. Nu komt het echte werk eraan, kijk maar eens naar dit voorbeeld.

Voorbeeld 1: mol berekenen

"We laten 15,00 gram H₂ (twee mol H) reageren met voldoende N₂ (twee mol N) tot NH₃ (een mol N, drie mol H)."
Hoeveel gram NH₃ ontstaat er dan?

Deze som gaan we nu uitwerken met behulp van het stappenplan hierboven.

1. 3H₂ + N₂ → 2NH₃ De reactievergelijking wordt hier gelijk gemaakt, voor en na de pijl moeten hetzelfde totale aantal atomen bevatten.
2. Een H atoom weegt 1,008 u. Je hebt 15,00 gram aan H₂. Dus 2 x 1,008 u = 2,016 u aan H₂. Om erachter te komen hoeveel Mol H₂ we hebben gebruiken we de bovenstaande tip. Aantal gram : molaire massa = aantal Mol. Invullen geeft: 15,00 gram : 2,016 = 7,440 mol H₂.
3. De mol verhouding is 3 : 1 : 2. (kijk naar de reactievergelijking bij stap 1)
4. We hebben berekend dat we nu 7,440 mol H₂ hebben. Uit de reactievergelijking weten we dat we 3H₂ en 2NH₃ hebben. Bekijk het schema:

   3 H2	2 NH3
   7,440	?

   Om '?' uit te rekenen passen we een wiskundig trucje toe, kruis-links-vermenigvuldigen. Namelijk: 7,440 x 2 = 14,880. 14,880 : 3 = 4,960 mol.
5. De massa van NH₃ is 14,00 u (N) + 3 keer 1,008 (H) = 17,03 u. Dus NH₃ weegt 17,03 gram. We moeten nu alleen nog weten hoeveel gram NH₃ er ontstaat. 4,960 mol (stap 4) x 17,03 g/mol (stap 5) = 84,47 g van NH₃.

Voorbeeld 2: mol berekenen

"Ik los 2,0 mol Na₂SO4 op tot 5,0 Liter."
Wat is de Molariteit?

In dit voorbeeld gebruiken we de scheikundige eenheid Molariteit (M). Molariteit is niks anders dan Mol per Liter.

1. Na₂SO4 → 2Na (lading+) + SO4₂ (lading 2-). De verhouding 1 : 2 : 1
2. 2,0 mol Na₂SO4 : 5,0 L = 0,40 M.
3. Na (lading +) heeft 4,0 mol (verhouding is 2, dus 2,0 x 2). 4,0 mol : 5,0 L = 0,80 M van Na. / SO4₂ (lading 2-) heeft 2,0 mol (verhouding is 1, dus 2,0 x 1). 2,0 mol : 5,0 L = 0,40 M SO4₂.

Tip

Mol berekenen blijft één van de lastigste opgaven op het examen maar het kan heel erg handig zijn om het rekenen met mol goed onder de knie te krijgen, waardoor je misschien toch nét die extra puntjes kan behalen voor een voldoende. Echter, het blijft héél véél oefenen en oefenen om deze lastige mol opgaven goed onder de knie te krijgen!

Lees verder

• Scheikunde - Molaire massa
• Scheikunde - Reactievergelijkingen kloppend maken
• Scheikunde - Periodiek systeem