Você sabe como podemos relacionar os aspectos macroscópicos e os aspectos microscópicos que envolvem as substâncias e as moléculas? Então venha estudar conosco e aumentar seus conhecimentos para o Enem!
No estudo da Química, temos quantidades macroscópicas, como massa em gramas e volume em litros. Mas também temos quantidades microscópicas, onde iremos trabalhar com os átomos e moléculas que compõem as substâncias e que explicam os fenômenos macroscópicos.
Em nosso cotidiano nos referimos a quantidades de objetos pequenos não de forma isolada, mas considerando o conjunto, como por exemplo: milheiro (1.000), 1 dúzia (12), 1 resma (500), etc. Esse raciocínio pode ser aplicado também aos átomos, moléculas, íons e partículas que compõem as substâncias. Mas é extremamente difícil medir em uma balança convencional a massa de átomos, moléculas e partículas, por exemplo.
Para você compreender melhor: você consegue pesar objetos muito pequenos e estabelecer um padrão de referência para x quantidades deste objeto (peso). Mas para trabalhar com o número das espécies químicas, no caso de quantidades de átomos, moléculas, íons e elétrons, os cientistas criaram uma unidade que abrangesse um conjunto com um número imenso de moléculas, cuja massa pudesse ser medida.
Assim, surgiu o conceito de mol, palavra criada por Wilhem Ostwald (1850 – 1932), em 1896, que vem do latim “moles”, que significa “porção”, “quantidade”. É dessa palavra que deriva a palavra “molécula”, que significa pequena quantidade.
O que é um mol?
Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas unidades elementares quantos são os átomos contidos em 0,012kg (12g) de carbono-12.
O padrão de referência de massa a que o conceito é relacionado é 12 gramas de carbono-12. O carbono-12 é o isótopo do elemento carbono mais abundante na natureza (98,94%) que contém: 6 prótons, 6 nêutrons e 6 elétrons. Os outros isótopos de carbono que existem em menor porcentagem na natureza são o carbono-13 e o carbono-14.
O carbono-12 foi estabelecido como padrão em 1957 pela IUPAC (União Internacional da Química Pura e Aplicada), e escolhido por ser abundante e estável. A massa de 12g de carbono-12 possui a massa atômica igual a 12u. Isso garante que a quantidade de 1 mol de qualquer átomo corresponde ao valor de sua massa atômica, expresso em gramas. Como exemplo: a massa atômica (seu valor está na tabela periódica) do cálcio (Ca) é igual a 40u. Assim, 1 mol de cálcio pesa 40g.
Nas substâncias, a massa de 1 mol será o valor da massa molecular (soma das massas atômicas dos átomos da substância) em gramas. Temos como exemplo a água: a massa atômica do hidrogênio é igual a 1u; a massa atômica do oxigênio é igual a 16u. Sua massa molecular será igual a soma dos valores do hidrogênio e do oxigênio, lembrando que a molécula de água possui 2 átomos de hidrogênio.
- H = 2.1 = 2
- O = 16.1 = 16
- MM = 18g/mol
- Em 1 mol de água há 18g.
Mol e volume
O mol se relaciona também com o volume, representando o volume ocupado por um gás nas CNTP (condições normais de temperatura e pressão). Para os gases que se encontram nestas condições, o valor de 1 mol é igual a 22,4 litros.
Recordando alguns conceitos:
- CNTP: T = 0ºC = 273 K
- P = 1 atm = 760 mmHg
Temos como exemplo: 1 mol de CO2 ocupa um volume nas CNTP = 22,4l
2 mols de CO2 ocupam um volume nas CNTP = 2. 22,4 = 44,8l
Para os gases que não se encontram nestas condições, utiliza-se a fórmula do Gás Ideal ou a Equação de Clapeyron:
Recordando: P.V =n.R.T
Onde:
- P = pressão do gás
- T = temperatura do gás
- V = volume do gás
- n = número de mols do gás
- R = constante de Clapeyron
Constante de Avogadro
O mol se relaciona também com a quantidade de átomos, partículas, moléculas e íons. Um mol de qualquer coisa possui 6,02 x 10²³ unidades. É usado na química para se referir à matéria microscópica, para quantificar átomos, moléculas, íons e elétrons. O número 6,02 x 10²³ representa a constante de Avogadro.
1 mol contém 6,02 x 10²³ entidades, o que significa:
- 1 mol de átomos contém = 6,02 x 10²³ átomos
- 1 mol de moléculas contém = 6,02 x 10²³ moléculas
- 1 mol de íons contém = 6,02 x 10²³ íons
- 1 mol de elétrons contém = 6,02 x 10²³ elétrons
O químico italiano Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro (1776 – 1856) foi o primeiro cientista a conceber a ideia de que uma amostra de um elemento, com massa em gramas numericamente igual à sua massa atômica, apresenta sempre o mesmo número de átomos. Ele não conseguiu determinar qual número seria esse, mas, ao longo do século XX, experimentos foram feitos para se descobrir esse número e, quando foi finalmente determinado (6,02 x 10²³), chamaram-no de constante de Avogadro, em homenagem ao cientista.
Lei de Avogadro
A lei de Avogadro explica que a pressão e temperatura constantes, volumes iguais de gases ideais contêm o mesmo número de partículas (átomos ou moléculas. Assim, o número de partículas existentes em um certo volume de gás é independentemente do seu tamanho ou massa.
Pela constante de Avogadro, conclui-se que, a substância com maior número de moléculas terá a maior quantidade de mols.
Em uma equação química balanceada, os coeficientes das substâncias indicam a quantidade de matéria ou o número de mols de cada substância que participa da reação. Temos como exemplo:
Considere a seguinte reação:
4 FeS2(g) + 11 O2(g) ———— 2 Fe2O3(s) + 8 SO2(g)
Assim temos: 4 mol de FeS2(g) reagem com 11 mol de O2(g), produzindo 2 mol de Fe2O3(s) e 8 mol de SO2(g)
Exercícios resolvidos
1) Qual a massa presente em 1,5 mol de átomos de Fe?
Dados: massa molar do ferro = 55,85 g/mol
Resolução: nossa incógnita é o x (qual a massa?)
Temos então:
x ——– 1,5 mol
55,85 g ——- 1 mol
x = 1,5 . 55,85
x = 83,775g
Lembre-se: é muito importante estar atento(a) à unidade de medida pedida no exercício! O enunciado pede a quantidade de massa em 1,5 mol de Fe. A resposta deverá estar em massa! No caso acima, tínhamos a referência em gramas (55,85 grama por mol), então a resposta tem que estar em grama! Você pode perder pontos essenciais por conta de erros assim.
2) Qual a quantidade de matéria existente em uma amostra de 80 g de metano (CH4)?
Dados: massa atômica do H = 1u
massa atômica do C = 12u
massa molecular do CH4 = C = 12.1 = 12
H = 1. 4 = 4
MM = 16 g/mol
1 mol ——– 16g
x ———– 80g
16 x = 80
x = 5 mol
3) Calcular o número de átomos de prata (Ag) existentes em uma peça de 5,4 gramas desse metal.
Dados: Ag = 108 g/mol
108g —————- 6,02 x 10²³ átomos
5,4g ——————- x
108 x = 5,4 . 6,02 x 10²³
x = 0,3 x 10²³ átomos ou 3,0 x 10²² átomos
4) Dada a seguinte reação química:
CH4 + 2 O2 ———- CO2 + 2 H2O
Calcular a quantidade de átomos de carbono obtidos a partir da queima do metano com 3 mol de oxigênio.
2 O2 —— 1 CO2
2 mol ——– 6,02 x 10²³ átomos
3 mol ——– x
2 x = 3. 6,02 x 10²³
2 x = 18 x 10²³
x = 9 x 10²³ átomos
Videoaula
Agora, para recordar os conceitos e tirar dúvidas, assista ao vídeo do prof. Sobis no nosso canal do YouTube:
Exercícios
Para terminar, resolva os exercícios sozinho e teste seus conhecimentos!
1) (PUC – SP – 2009) Quantos litros gás sulfídrico (H2S) há em um recipiente que apresenta 5 mol dessa substância?
a) 32,5 litros
b) 105,5 litros
c) 112 litros
d) 22,4 litros
gab.: c
2) (Fuvest-SP) A tabela abaixo apresenta o mol, em gramas, de várias substâncias:
Comparando massas iguais dessas substâncias, a que apresenta maior número de moléculas é:
a) Au
b) HCl
c) O3
d) C5H10
e) H2O
gab.: e
