Gehen wir mal bei unserer
Modellrechnung aus von ma(O)=16
Wir oxidieren nun 50 g Eisen (etwa 6,5
cm3) zu Eisenoxid, wobei wir
von der Formel FeO ausgehen.
Wir erhalten 64,3 g Eisenoxid.
Man beachte, dass man für solche
Messungen keine HighTec-Apparaturen benötigt.
Man konnte auch zu Beginn des 19. Jahrhunderts
Massen schon wesentlich genauer bestimmen.
Man konnte also auch mit deutlich kleineren
Mengen operieren.
Die 64g Eisenoxid bestehen aus 50g Eisen
und 14,3g Sauerstoff. Da wir von der Formel
FeO ausgehen, enthält das Eisenoxid
gleichviele Eisen- und Sauerstoffatome.
Also sind in 50g Eisen ebensoviele Eisenatome
wie Sauerstoffatome in den 14,3g Sauerstoff.
Die Masse eines Eisenatoms muss sich demnach
zur Masse eines Sauerstoffatoms genauso
verhalten wie die Massen der betrachteten
Stoffportionen.
Es
gilt also: |
m(Fe) : m(O) = ma(Fe)
: ma(O) |
und
damit auch |
m(Fe) : m(O) = M(Fe)
: M(O) |
|
|
m(Fe)
: m(O) = |
50g : 14,3g = x : 16 |
|
x = (50 * 16) / 14,3 |
|
x = 55,9 |
Als Zahlenwert bekommen wir also für
die relative Atommasse 55,9; damit wäre
dann auch M(Fe)=55,9 [g/mol]
Bei dieser Überlegung haben wir vorausgesetzt,
dass wir die Massen der beteiligten Stoffe
auf 1/10 Gramm genau messen können,
eine auch damals leicht zu erfüllende
Voraussetzung. Weiterhin wird vorausgesetzt,
dass die Reaktion vollständig und ohne
Nebenreaktionen abläuft; dies ist je
nach Reaktion schon weniger problemlos.
Gezeigt werden sollte aber vor allem, dass
es für Dalton und vor allem Berzelius
möglich war, relative Atommassen auf
ein oder zwei Stellen hinter dem Komma zu
bestimmen.
Keine Vorstellung hatte man allerdings von
der Zahl der Atome in einer bestimmten Stoffportion,
etwa in einem mol Eisen.
Machen Sie sich klar, dass der Ansatz zur
Bestimmung der relativen Atommassen unabhängig
ist von der Kenntnis dieser Zahl. |