Mol
Mol é uma unidade de medida utilizada para expressar a quantidade de matéria microscópica, como átomos e moléculas. É um termo que provém do latim mole, que significa quantidade, e foi proposto pela primeira vez em 1896 pelo químico Wilhem Ostwald. Porém, foi Amadeo Avogadro que sugeriu, em 1811, que a mesma quantidade de matérias diferentes apresentaria a mesma quantidade de moléculas, o que foi chamado de Constante de Avogadro.
Apenas no século XX, após os estudos
do químico Frances Jean Baptiste Perrin, é que os cientistas conseguiram
determinar qual é a quantidade de matéria presente em um mol, que é:
6,02.1023 entidades (602 000 000 000 000 000 000 000. Lê-se: 602 sextilhão)
A partir
desse conhecimento, foi possível determinar a quantidade em um mol de qualquer
matéria ou componente do átomo (como elétrons, prótons e nêutrons). Veja os
casos a seguir:
·
1 mol de feijão = 6,02.1023 grãos de feijão
·
1 mol de celulares = 6,02.1023 aparelhos celulares
·
1 mol de reais = 6,02.1023 reais
Utilizações
gerais da unidade mol
O termo mol pode ser utilizado para
qualquer matéria ou componente dela, mas é mais comumente utilizado no estudo
de quantidades relacionadas com átomos, moléculas e componentes atômicos.
a) Para
elemento químico
Sempre que estivermos trabalhando
com elemento químico (conjunto de átomos isótopos), deveremos
utilizar a seguinte expressão:
1 mol de um
elemento = 6,02.1023 átomos deste elemento
Exemplo: Elemento
Cobre (Cu)
Se tivermos um mol de cobre,
teremos, então, 6,02.1023 átomos de cobre.
b) Para
moléculas
Sempre que estivermos trabalhando
com uma substância poliatômica (formada pela interação de dois ou mais átomos),
que é um grupo de moléculas iguais, deveremos utilizar a seguinte expressão:
1 mol de
qualquer substância = 6,02.1023 moléculas
Exemplo: Água
(H2O)
Se tivermos um mol de água, teremos
6,02.1023 moléculas de água.
Relações
com a unidade mol
Como a unidade mol é utilizada para
expressar quantidade de matéria (e matéria é tudo o que ocupa um volume e
possui massa), podemos relacionar o mol de qualquer matéria com sua massa,
assim como podemos determinar o volume (desde que a matéria esteja no estado
gasoso) que uma matéria ocupa a partir do mol.
a)
Relação entre mol e massa
A relação entre mol e massa depende
da massa atômica (encontrada na Tabela Periódica) de um elemento ou da massa
molecular de uma substância. Quando relacionadas com o mol, tanto a massa
atômica quanto a massa molecular são trabalhadas na unidade grama, como nos
exemplos a seguir:
Exemplo 1: Elemento
cobre (massa atômica 63,5 u)
Sabe-se que um mol de cobre
apresenta 6,02.1023 átomos de cobre e que a massa do elemento é 63,5 u, assim
sendo, em:
1 mol de
cobre------ 6,02.1023 átomos de cobre---- pesa 63,5 g
Exemplo 2: Substância
H2O
(massa molecular 18 u)
Sabe-se que um mol de água apresenta
6,02.1023 moléculas de água e que a massa da molécula é de 18 u, assim
sendo, em:
1 mol de H2O
------ 6,02.1023 moléculas de H2O ---- pesa 18 g
b) Relação entre mol e volume
Quando a matéria está no estado
gasoso, podemos determinar o espaço ocupado por qualquer quantidade molar dela.
Isso é possível porque uma mesma quantidade em mol da matéria gasosa sempre
ocupa o mesmo espaço, que é de 22,4 L.
1 mol de
matéria gasosa-------ocupa 22,4L
Exemplo 1: Elemento
argônio (massa atômica 40 u)
Sabe-se que um mol de argônio
apresenta 6,02.1023 átomos de argônio e que a massa do elemento é 40 u, assim
sendo, em:
1 mol de
argônio------ 6,02.1023 átomos de argônio----- ocupa 22,4
L-----pesa 40g
Exemplo 2: Amônia
(massa molecular 17 u)
Sabe-se que um mol de amônia
apresenta 6,02.1023 moléculas da substância amônia e que a massa da molécula é
de 17 u, assim sendo, em:
1 mol de NH3 ------6,02.1023 moléculas
de NH3 ----ocupa 22,4 L-----pesa 17 g