Ainemäärä

Ainemäärä (tunnus n) on fysiikassa ja kemiassa käytettävä perussuure, joka ilmaisee tarkasteltavan kohteen hiukkasten lukumäärää. Monissa hiukkasia operoivissa sovelluksissa, eli kemiassa atomeja ja molekyylejä sisältävät sovellukset, on tärkeä tietää hiukkasten lukumäärät. Yksittäisen molekyylin paino on kuitenkin niin pieni, ettei sitä pystytä punnitsemaan. Siksi ainetta mitataan suuremmissa yksiköissä, joissa on runsaasti hiukkasia. Ainemäärän SI-yksikössä moolissa on 6,022 140 76·10²³ kappaletta (Avogadron vakio) aineen hiukkasia; siten 1 mol hiili-12:ta on noin 12 g. Näin suuri määrä ainetta painaa jo grammoja, joita voidaan tarkoilla vaa'oilla punnita.^[1]

Amedeo Avogadro tutki kemiallisia reaktioita ja hänen mukaansa on nimetty Avogadron luku.

Jotta ainetta voidaan punnita yhtä moolia vastaava määrä, tulee aineen moolimassan arvo tuntea. Esimerkiksi magnesiumin moolimassa on 24,31 g/mol, joten punnitsemalla sitä 24,31 g saadaan mooli tätä ainetta. Mooli ainetta painaa aina yhtä monta grammaa kuin kyseisen aineen atomi- tai molekyylipaino atomimassayksikköinä. Magnesiumin keskimääräinen massa atomimassayksiköinä onkin 24,31 u. Moolimassa ei riipu tilavuudesta, mikä helpottaa suureen käyttöä kemiassa, jossa aineen järjestäytyminen kiteissä vaihtelee. Ilman moolimassan suuretta, ainemäärän käyttö olisi vaikeaa.^[1]

Toinen etu moolimassojen käytöstä liittyy yhdisteiden syntymiseen. Aineosaset painavat kemiallisissa reaktioissa erikseen punnittuina saman verran kuin yhdisteen molekyylinä. Tämä lienee reaktioiden lopputuotteiden määrittämisen kannalta se tärkein ominaisuus. Esimerkiksi yksi mooli atomeina olevaa vetyä painaa noin 1 g, koska vedyn atomipaino on 1,00794 u, mutta mooli tavallista kaksiatomisina molekyyleinä (H₂) olevaa vetyä painaa noin 2 g. Vastaavasti yksi mooli erillisinä atomeina olevaa happea painaa noin 16 g, koska hapen atomipaino on noin 15,9994 u, mutta mooli tavallista kaksiatomisina molekyyleinä (O₂) olevaa happea on noin 32 g ja mooli otsonia (O₃) on noin 48 g.^[1]

Yksikkö

SI-järjestelmässä

Vuoteen 2019 asti voimassa olleen määritelmän mukaan moolissa ainetta oli yhtä monta atomia, molekyyliä, ionia tai muuta hiukkasta kuin tasan 12 grammassa hiili-12-isotooppia on atomeja. Aiemman määritelmän mukaan Avogadron vakio arvo oli kokeellisesti määritettävä suure, jonka arvoksi oli mitattu ${\displaystyle N_{A}}$ = (6,02214179 ± 0,00000030)·10²³ mol^-1.^[2][3][4]

Vuonna 2019 voimaan tulleen määritelmän mukaan Avogadron vakion arvo on täsmälleen 6,022 140 76·10²³ mol^-1.^[5] Hiili-12 moolimassa sen sen sijaan on vain likimäärin 12 g/mol.

Lainalaisuuksia

Massaan perustuen

Määritelmän mukaan näytteen hiukkasmäärän (N) ja Avogadron vakion (N_A) avulla voidaan lausua ainemäärä

${\displaystyle n={\frac {N}{N_{A}}}.}$ ^[6][4]

Kun ainemäärä lausutaan näytteen massan (m) ja moolimassan (M) avulla

${\displaystyle n={\frac {m}{M}},}$ ^[6]

voidaan laskea tietyn massaisen näytteen sisältämien hiukkasten lukumäärä N

${\displaystyle {\frac {N}{N_{A}}}={\frac {m}{M}}\Leftrightarrow N={\frac {m}{M}}N_{A}.}$

Konsentraatioon perustuen

Konsentraation (c) ja tilavuuden (V) avulla ilmaistuna ainemäärä on

${\displaystyle n={cV}.}$ ^[7]

Ideaalikaasulakiin perustuen

Jo varhain oli havaittu, että samaa ainemäärää sisältävät kaasut vaativat samassa lämpötilassa saman tilavuuden samassa paineessa (Avogadron laki). Tämä johtuu siitä, että kaasussa ainehiukkaset ovat kaukana toisistaan niin, etteivät hiukkasten oma koko, sähkövaraus ja massa vaikuta kaasun ulkoisiin suureisiin merkittävästi. Siksi tietty ainemäärä kaasua vie samoissa olosuhteissa saman tilavuuden. NTP-olosuhteissa tämä yleinen kaasun moolitilavuus on noin 22,4141 dm³ moolia kohti.^[8]

Ideaalikaasun ainemäärä NTP-olosuhteissa riippuu vain aineen tilavuudesta (V) ja yleisestä kaasun moolitilavuudesta (V_m):

${\displaystyle n={\frac {V}{V_{m}}}.}$ ^[9]

Ideaalikaasun ainemäärä on yleisesti

${\displaystyle n={\frac {pV}{RT}},}$ ^[9]

missä p on paine pascaleina, V on kaasun tilavuus kuutiometreinä, R on moolinen kaasuvakio ja T on kaasun lämpötila kelvineinä. Kaasuilla ainemäärien suhteet vastaavat suunnilleen tilavuuksien suhteita. Näin ollen esimerkiksi 2 litraa vetyä ja 1 litra happea palavat 2 litraksi vesihöyryä:

2H₂ + 1O₂ → 2H₂O.

Lähteet

• Lehtiniemi, Kalle & Turpeenoja, Tuija: Mooli – Ihmisen ja elinympäristön kemia. (Lukion kemian oppikirja) Helsinki: Otava, 2012. ISBN 978-951-1-23705-1
• Eskola, Sisko Maria & Ketolainen, Pasi & Stenman, Folke: Fotoni – Lämpö. (Lukion fysiikan oppikirja) Helsinki: Otava, 2005. ISBN 951-1-20103-4
• Suomen Standardoimisliitto: SI-opas (myös painettuna, ISBN 952-5420-93-0) (PDF) SFS-oppaat. 04.11.2002. Suomen Standardoimisliitto. Arkistoitu 31.8.2012. Viitattu 18.2.2013.
• Taylor, Barry N. & Thompson, Ambler (toim.): The International System of Units (SI) (pdf) (nro 330) NIST Special Publication. 2008. Washington D.C.: National Institute Of Standards And Technology. Arkistoitu 3.6.2016. Viitattu 15.2.2013. (englanniksi)

Viitteet

1. Lehtiniemi & Turpeenoja: Mooli – Ihmisen ja elinympäristön kemia, s. 56–60.
2. CODATA Recommended Values of the Fundamental Physical Constants: 2006 2006. National Institute of Standards and Technology. Viitattu 19.10.2010. (englanniksi)
3. SI-opas suomeksi
4. Taylor, Barry N. & Thompson, Ambler (toim.): The International System of Units (SI), 2008, s. 21.
5. Resolution 1 of the 26th CGPM (2018) Bureau international des poids et mesures. Arkistoitu 4.2.2021. Viitattu 21.5.2019.
6. Lehtiniemi & Turpeenoja: Mooli – Ihmisen ja elinympäristön kemia, s. 62–63.
7. Lehtiniemi & Turpeenoja: Mooli – Ihmisen ja elinympäristön kemia, s. 65.
8. Eskola & Ketolainen & Stenman: Fotoni – Lämpö, 2005, s. 79.
9. Eskola & Ketolainen & Stenman: Fotoni – Lämpö, 2005, s. 76.