Antwoord
Hallo Didi,
Dat is een erg interessante vraag, waar veel bij komt kijken.
Een hypothese van vroege chemici die het uiteindelijk heeft gehaald in de manier waarop we tegenwoordig het universum begrijpen, is de atoomtheorie. Die hypothese hield in dat er een aantal fundamentele bouwstenen bestaan (elementen) waarvan de kleinste deeltjes (atomen) bepaalde eigenschappen hebben, waaronder een massa. Dit houdt ook in dat deze eigenschappen van atomen niet veranderen als je de stof van aggregatietoestand verandert - of je zuurstofatoom met andere woorden vast, vloeibaar of gasvormig is, of zich in een verbinding met een van ie aggregatietoestanden bevindt, maakt niks uit.
Aan de andere kant was er al van vroeg in de 18e eeuw een aanzet naar de kinetische gastheorie - een theorie die als doel heeft/had de eigenschappen van gassen te berekenen (en dan gaat het over volume temperatuur, druk, viscositeit, ...) op basis van de veronderstelling dat gassen bestaan uit volumeloze deeltjes die bewegen volgens de bewegingswetten van Newton. Enigszins tot de verrassing van fysici en chemici uit die tijd slaagde deze theorie erin op basis van berekeningen de eigenschappen van heel wat gassen behoorlijk te voorspellen.
De kinetische gastheorie levert een formule die het volume V van het gas rechtstreeks relateert aan het aantal mol n dat aanwezig is. (pV = nRT, de zogenaamde "ideale gaswet", met p de druk, T de temperatuur en R de ideale gasconstante, die voor ieder gas hetzelfde blijkt te zijn)
Victor Meyer bedacht midden 19e eeuw een apparaat waarin je een ampoule met een vloeistof kon laten vallen in een hete omgeving, waardoor de vloeistof verdampte. Het totaalvolume van dit apparaat kan worden afgelezen via een gasburet, waarin de waterspiegel daalt als het volume van het apparaat toeneemt. Vermits je de lege ampoule kan wegen, en de met vloeistof gevulde ampoule ook kan wegen, weet je precies hoeveel stof je in het apparaat hebt gebracht, en kan je dus ook precies bepalen wat het extra gasvolume is bij het verdampen van deze vloeistof. Dat was nuttig voor het bepalen van de densiteit van gassen, maar zoals we hieronder zullen zien, meteen ook voor de bepaling van de molaire massa.
Nu is er nog één puzzelstukje dat ontbreekt - chemici wisten al lang dat bepaalde chemicaliën in bepaalde vaste verhoudingen met elkaar reageren, en zo waren ze uitgekomen bij het begrip "mol" - een mol is een vast aantal deeltjes van een stof, die dus afhankelijk van de massa van de betrokken atomen ook samen een bepaalde massa hebben. De evenredigheidsconstante tussen de twee is het getal van Avogadro - daarover later meer. Eens je voor één mol van een bepaalde stof hebt gedefinieerd hoe zwaar hij is (de huidige definitie is dat één mol koolstofatomen 12g weegt) kan je via chemische reacties bepalen hoe zwaar een mol van elke andere verbinding is.
Die hoeveelheid van één mol komt ook weer terug in het experiment van Victor Meyer - en als je de formule zorgvuldig leest zal je zien dat één mol gas bij een bepaalde temperatuur en een bepaalde druk altijd hetzelfde volume heeft - ongeacht de moleculaire massa.
Je kan dus aan de hand van de volumetoename precies berekenen hoeveel mol er in je ampoule zat - en je hebt de ampoule ook gewogen, dus je weet ook precies hoeveel gram dat aantal mol weegt. Dan is het ook eenvoudig uit te rekenen hoeveel gram één mol weegt.
Doe dat voor genoeg verbindingen en je hebt door de combinaties in de verbindingen op te lijsten voor elke atoomsoort maar één massa waarvoor alle gemeten molaire massa's kloppen. (bv CH4 MM=16g.mol-1, CO2=44g.mol-1, H2O, 18 g.mol-1 - de enige mogelijke uitkomst is C=12g.mol-1, O=16g.mol-1, H=1g.mol-1)
Tot dusver de historiek van het verhaal - ondertussen hebben we veel betere methoden om de massa van een atoom te meten, waarvan de snelste en handigste massaspectrometrie is - als je erin slaagt je atoom een lading mee te geven, kan je het in een elektrisch veld in vacuum versnellen tot hoge snelheid, en het vervolgens door een magneetveld sturen, waardoor het afbuigt. Die afbuiging is groter naarmate de atoommassa kleiner is, en aan de hand van de afbuiging kan je ook terugrekenen naar de massa - en dat is ondertussen héél nauwkeurig. Nu kan je dus ook op het microscopisch niveau bekijken hoe de massa's van atomen gerelateerd zijn - je deelt 12g/mol koolstof door het getal van Avogadro, en meet met een massaspectrometer de echte massa van een enkel atoom - ook in je massaspectrometer kan je nu atoomsoorten vergelijken.
Kort samengevat - de massa van een mol is in feite gedefinieerd als exact 12g voor één mol koolstof (het isotoop met 6protonen en 6 neutronen), en al de andere molmassa's volgen daaruit via de verhoudingen waarin stoffen reageren.
Het getal van Avogadro linkt deze molmassa met de massa van een enkel atoom, die we kunnen bepalen met massaspectrometrie.
Het verschil in massa tussen bijvoorbeeld water en ijs is te wijten aan de plaats die open- of overblijft tussen de atomen bij het veranderen van aggregatietoestand, en is niet te wijten aan de massa van de atomen zelf, want die is volstrekt onveranderlijk.
Als dat nog niet erg duidelijk was, en je hebt nog vragen, dan hoor ik het wel, nietwaar ?
Beste groeten,
Christophe Vande Velde
Reacties op dit antwoord
Er zijn nog geen reacties op deze vraag.
Enkel de vraagsteller en de wetenschapper kunnen reageren op een antwoord.
