μmol

Een mol is de hoeveelheid stof (materie/antimaterie) van een systeem dat evenveel deeltjes bevat als er atomen zijn in 12 gram koolstof-12.

Net als een dozijn (12) of een gros (144) is een mol een aanduiding voor een aantal. Het aantal deeltjes in één mol wordt gegeven door de constante van Avogadro, veelal aangeduid met het symbool N_A, en is ongeveer gelijk aan 6,022 14 × 10²³.

Deze deeltjes kunnen moleculen of atomen, maar ook ionen of subatomaire deeltjes zijn, zoals elektronen. Indien bij gebruik van de mol het type deeltje niet wordt gespecificeerd, zal uit de context volgen welk deeltje wordt bedoeld: moleculaire stoffen bestaan uit moleculen, dus bij 'een mol water' wordt gedoeld op ongeveer 6,022 14 × 10²³ watermoleculen. Natriumchloride (keukenzout) is een zout met de formule NaCl, dat uit natrium- en chloride-ionen bestaat. Eén mol natriumchloride bevat daarom ook één mol natriumionen en één mol chloride-ionen.

Een mol van een bepaalde stof heeft een massa (in gram) die gelijk is aan de massa van het molecuul of het atoom van die stof uitgedrukt in u. Dit heet de molaire massa. Water heeft bijvoorbeeld een molecuulmassa van 18,016 u, dus een molaire massa van 18,016 g·mol⁻¹. Ofwel: 1 mol water heeft een massa van 18,016 gram. Een equivalente bewering is dat een gram-deeltje water een massa van 18,016 gram heeft. En omdat 1 mol koolstof-12 per definitie een massa van 12 gram heeft, is de molaire massa van koolstof-12 exact gelijk aan 12 g·mol⁻¹. 
 

Micromol

Een micromol (symbool: μmol) is een miljoenste deel van een mol. Een micromol is dus 0,000 001 mol (10⁻⁶ mol).

De micromol is een eenheid die in de praktijk veel wordt gebruikt. In de assimilatieverlichting drukt men de lichtstroom fotonen van een groeilamp uit in μmol/s en de verlichtingssterkte in µmol/m²s, eerder dan in lux.

In de medische wereld worden veel concentraties van monsters en geneesmiddelen uitgedrukt in micromol per liter of μmol/ml. In Angelsaksische literatuur wordt voor micromol per liter het symbool μM gebruikt.

Geschiedenis

In de 18e eeuw werd de overgang van de alchemie naar de chemie onder andere gemarkeerd door het verschuiven van de aandacht voor het kwalitatieve naar het kwantitatieve. Een van de zaken die opvielen was dat stoffen steeds in dezelfde massaverhouding met elkaar reageerden. Direct duidelijk was dat niet, omdat de basiselementen nog niet bekend waren. Een eerste probleem bestond uit het feit dat een deel van de stoffen gasvormig is en dan dus moeilijk te wegen (zuurstof in de oxidatie van kwik, Lavoisier). Een tweede probleem werd gevormd door het feit dat een aantal elementen meerdere waardigheden kan hebben (ijzer in ijzer(II)oxide en ijzer(III)oxide). Een derde probleem werd gevormd doordat sommige stoffen als "losse" atomen voorkomen, andere steeds in twee- of meeratomige moleculen, soms komt een element in meerdere moleculaire vormen voor (allotropie van bijvoorbeeld zuurstof als gewone O₂ en ozon, O₃). In de eerste helft van de negentiende eeuw werd een steeds langere lijst met massaverhoudingen opgebouwd voor steeds meer verbindingen.

Door het idee dat tijdens een chemische reactie niet "de stof ijzer" met "de stof zwavel" reageert, maar dat een ijzeratoom met een zwavelatoom reageert kon de massaverhouding van de reactie vertaald worden in de massaverhouding van de atomen. De eenheid voor de massa van atomen en de grootte konden eerst niet vastgesteld worden. Door de keuze: "waterstof is het lichtste element, daarvan noemen we de massa "1,000" en voorbijgaand aan het verschijnsel isotoop geldt dan: In één gram waterstof zit een vast (in de eerste helft van de 19e eeuw nog niet bekend) aantal atomen. Een koolstofatoom is 12 keer zo zwaar als een waterstofatoom, dus in 12,00 gram koolstof zitten evenveel atomen als in 1,00 gram waterstof. De hoeveelheid stof waarvan de massa in gram overeenkwam met het verhoudingsgetal van de atoommassa van het element ten opzichte van waterstof werd een grammol genoemd.

Met de mogelijkheden die in het eind van de 19e eeuw ontwikkeld werden om atoommassa's A te bepalen, werd het mogelijk de volgende breuk uit te rekenen:

{\displaystyle A={\frac {m_{g}}{m_{a}}}}

Hierin is :

• A de atoommassa
• m_g de massa van één grammol element
• m_a de massa van één atoom element

Met deze formule kon het aantal deeltjes in één grammol bepaald worden. Omdat er eigenlijk sprake was van een aantal deeltjes in plaats van een massa, leidde tot het schrappen van de massa-aanduiding 'gram' in de naam van het begrip. Er werd alleen nog maar over mol gesproken.

De volgende aanpassingen hadden vooral een praktische achtergrond: waterstof is als ijkpunt voor de massa-schaal niet handig. Van veel elementen zijn geen waterstofverbindingen bekend. Zuurstof vormt wel verbindingen met bijna alle elementen en is dus veel handiger als ijkpunt. Lange tijd is de definitie dan ook geweest: een mol is de hoeveelheid stof (materie) van een systeem dat evenveel deeltjes bevat als er atomen zijn in 16 gram zuurstof-16. De laatste aanpassing is de overgang naar de definitie die hierboven is aangegeven.

Voor het praktische werk in het laboratorium zijn de verschuivingen van de basis van de massadefinitie niet belangrijk, de verschillen zitten in het derde of vierde cijfer achter de komma. Voor zwaardere atomen en grotere moleculen zijn echter grotere verschillen mogelijk. De achtergrond daarvan is dat tijdens de vorming van zwaardere atomen meer bindingsenergie is vrijgekomen. Via de bekende formule E = mc² betekent dat een massaverlies. Dit verlies wordt per atoom groter voor zwaardere atomen. Voor grotere moleculen van lichtere atomen maken vele kleintjes toch een groot massaverlies.

De mol is in 1972 toegevoegd aan de basiseenheden van het SI-stelsel.