Page 194 - CIÊNCIAS DA NATUREZA

MOL
Capítulo 10 - Teoria Atômico-Molecular
1 mol de átomos de 12C = 6,02.1023 átomos de 12C
1 mol de moléculas de H2O = 6,02.1023 moléculas de H2O
1 mol de íons NO3- = 6,02.1023íons de NO3-
Resumindo, as quantidades de átomos, íons ou moléculas de uma amostra são expressas em mols, e a constante de Avogadro, NA, é usada para a conversão entre o número de partículas e o número de mols.
MASSA MOLAR (M)
A quantidade de moléculas pre- sentes, mesmo em pequenas amostras, é astronômica. Uma colher de chá de água (aproximadamente 5 ml) contém 1,5.1023 moléculas dessa substância, um número superior ao das estrelas do universo (que podemos ver). Por esse motivo, foi criada uma unidade quími- ca que proporcionasse uma contagem especial para descrever números gran- des de átomos, de moléculas e de íons:
o mol. Os químicos descrevem as quan- tidades de espécies químicas em termos da unidade chamada mol, que é um análogo da dúzia, unidade cotidiana. Uma dúzia corresponde a 12 unidades de um determinado objeto, por exem- plo, latinhas de refrigerante. Em para- lelo, temos que um mol corresponde a 6, 0221.1023 unidades de determinada espécie química. Esse número de unida- des (6,0221.1023) é chamado de núme- ro de Avogadro (NA), em homenagem a Lorenzo Romano Amedeo Avogadro e a sua determinação parte da provocação:
Ao estabelecermos a analogia passada, com a dúzia, entendemos que estão sendo relatadas 12 unidades de qualquer objeto. Entretanto, uma dú- zia de bananas não terá a mesma massa de uma dúzia de melancias. Assim, po- demos prever que 1 mol de átomos de Carbono-12 não apresentará a mesma massa de 1 mol de moléculas de glicose (C6H12O6).
1 mol de objetos contém um deter- minado número de objetos igual ao número de átomos que existe em, pre- cisamente, 12 g de carbono-12.
Analisando essa provocação e sabendo o valor em gramas de 1 u, é possível estabelecer a seguinte relação matemática:
No de átomos de Carbono = 12 g / 1,992.10-23 g = 6,0221.1023 átomos
Essa relação é válida para áto- mos de qualquer elemento desde que a massa da amostra utilizada seja nume- ricamente igual a massa atômica desse átomo, como podemos observar para um átomo do elemento oxigênio (8O16) a seguir.
No de átomos de Oxigênio = 16 g / 2,656.10-23 g = 6,0221.1023 átomos
Assim, temos que, por definição, 1 mol corresponde a 6,0221.1023 uni- dades de qualquer espécie química:
A determinação da quantidade de substância presente em uma amos- tra não depende da contagem do total de átomos constituintes dessa espécie e pode ser obtida se a massa da amostra e a massa molar forem conhecidas. A massa molar (M) é a massa por mol de unidades da substância que está sendo analisada.
A massa molar de um elemento é a massa por mol de seus átomos.
A massa molar de um composto mole- cular é a massa por mol de suas molé- culas.
A massa molar de um composto iônico é a massa por de suas fórmulas quími- cas unitárias.
A massa em gramas de 1 mol de cera substância é chamada de massa molar. Então temos, por definição, que a massa molar (g/mol) de uma subs- tância será numericamente igual a sua massa molecular (em u). Essa afirma- ção enfatiza as conclusões norteadoras
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