Escrito por Fernando Garcia
Mol: Definição, Avogadro…
Neste material, vamos explicar desde o histórico até os conceitos mais básicos do mol e do número de avogadro. Essas unidades e constantes são bastante importantes na química inteira, principalmente quando chegamos na parte de cálculos químicos. Aqui também falaremos um pouco sobre unidades de massa atômica e peso molecular.
Definição de mol e N$$_A$$
Existem na nossa sociedade moderna coisas chamadas de unidades de medidas, ou seja, uma escala numérica que usamos para medir a propriedade de algo. O mol não é nada mais que mais uma unidade de medida, contudo, o que ele mede é quantidade de partículas. O mol é bastante usado na nossa querida ciência (química) devido à trabalharmos sempre com quantidades de substâncias em reações químicas.
Agora que sabemos que o mol não passa de apenas mais uma unidade de medida, tal como metro ou grama, e que ele representa quantidade de coisas, fica a pergunta: Qual a quantidade de coisas que existem em um mol? Para responder essa importante pergunta, vou apresentar aqui o N$$^o$$ de Avogadro que é basicamente uma constante física que define a quantidade de partículas contidas em um mol. O grande (literalmente) número de Avogadro (N$$_A$$) vale a quantidade absurda de $$6,02\cdot 10^{23}$$. Assim, isso basicamente significa que em um mol de qualquer coisa temos $$6,02\cdot 10^{23}$$. exemplares dessa coisa. Um exemplo ajuda bastante para compreendermos a proposta.
Digamos que um jovem chamado Cadu ame colecionar carrinhos de brinquedo, ele junta vários carrinhos até chegar a $$100$$, depois $$1000$$ e assim por diante até chegar a um mol de carrinhos! Isso significa que Cadu possui $$6,02\cdot 10^{23}$$ carrinhos quando chegar a um mol. Para a maioria das situações macroscópicas, utilizar o mol para contagem de quantidade de qualquer coisa é bastante inconveniente, entretanto, quando vamos para a escala atômica ele se torna necessário, afinal $$6,02\cdot 10^{23}$$ átomos não é uma quantidade tão absurda na escala atômica.
O conceito de massa molar
Uma ideia que usamos hoje em dia para medir a massa de átomos ou conjuntos deles é utilizando a unidade de massa atômica ($$u$$). Basicamente ela é a massa contida na $$12^o$$ parte da massa de um átomo do isótopo de carbono $$12$$ e usamos especificamente para medir a massa de átomos isolados.
A relação entre u e gramas é dada por:
$$1 u = \cfrac{1}{6,02\cdot 10^{23}} g$$
Como a massa de um átomo isolado é expressa em u, a massa em gramas de um mol desse certo átomo ou substância é justamente a mesma massa só que em gramas, essa massa de um mol de algum átomo ou substância é chamada de massa molar. Vamos usar um exemplo para ajudar a compreender. A massa de um átomo de cloro é de $$35,5 u$$, para calcular a massa em gramas de um mol de átomos de Cl, temos que realizar a seguinte operação:
$$M(Cl) = N_A\cdot \cfrac{35,5}{N_A}$$
Note que nesse caso o n° de avogadro cancela e ficamos que a massa molar do Cl é $$35,5 g/mol$$.
O histórico do mol
Não estamos estudando para a onhb ou nenhuma outras olimpíada de história, contudo, na química, é importante sabermos alguns acontecimentos históricos importantes para o descobrimento de certos conceitos. Você já parou para se perguntar sobre quantas moléculas de alguma substância gasosa existem em certo recipiente? Bom, o grandioso físico Amadeo Avogadro se fez muito essa pergunta durante sua vida, mais especificamente no século $$XIX$$ quando ele se tornou professor de física. Sendo mais específico, a pergunta que ele fez foi a seguinte: “Quantas partículas de gás existem em um recipiente de volume, pressão e temperatura constante?”. Lembremos aqui da lei dos gases ideais, ela é uma expressão que é dada por:
$$PV = nRT$$
Note que nas condições estabelecidas por Avogadro, esse número de partículas deveria ser o mesmo para qualquer gás para as mesmas condições de temperatura, volume e pressão. Essa ideia dele ficou conhecida como a hipótese de Avogadro e foi o passo inicial para que chegássemos ao número de Avogadro. Hoje temos muitos métodos de chegar ao N° de Avogadro, pode ser por retículos cristalinos, decaimento radioativo, por métodos eletroquímicos e outros mais.
Conclusão
O mol e o $$N_A$$ são fundamentais na química em todos os aspectos. Eles conseguem medir quantidades e traduzi-las em ordens de grandeza mais trabalháveis para os químicos. Você ainda verá muito disso quando estudar cálculos químicos, já que o mol é a unidade principal quando trabalhamos com essas situações. Dito isso, não esqueça os exercícios e bons estudos!