Mol, Massa Molar e Quantidade De Matéria


Conceito de mol

A palavra mol vem do latim e significa um amontoado ou pilha de pedras colocadas no mar, muitas vezes, como quebra-mar. Por analogia, o termo mol representa um amontoado de átomos, moléculas, elétrons ou outras partículas. Este amontoado contém sempre 6,02 . IO23 unidades, daí a sua analogia com a dúzia (12 unidades).

Mol, Massa Molar

Assim:
l dúzia de grãos: 12 grãos
l mol de grãos: 6,02 . IO23 grãos
l mol de elétrons: 6,02 . IO23 elétrons
l mol de átomos: 6,02 . IO23 átomos

O número 6,02 . IO23 é denominado número de Avogadro e nos exercícios costuma ser arredondado para 6,0 . IO23.

Portanto, mol é o número de Avogadro de partículas.
Massa molar de um elemento
É a massa, em gramas, de 6,02 . IO23 átomos do elemento.
Exemplo: a massa atômica do ferro é 56 u. Então a quantidade de 56g de ferro denomina-se massa molar do ferro.
Exemplo: A massa molar da água é 18g/mol. Isto significa que 6,02 . IO23 moléculas de água têm massa igual a 18g. 6.02 . 1023 moléculas de água massa = 18g.

A massa molar de uma substância é a soma das massas molares dos elementos. Exemplo: Massa molar do H = l g/mol; massa molar do O = 16 g/mol Massa molar da água (H20): (2×1 + 16) g/mol = 18 g/mol

Massa molar de uma substância

É a massa, em gramas, de 6,02 . IO23 moléculas da substância. Você poderá dizer que a massa de 02 no frasco é de 32 g (82-50). Como a massa atômica do oxigênio é 16 u.m.a., temos: 02 : 16 x 2 : 32 u = 32 g.

Deste modo a massa de oxigênio é a molécula-grama e concluímos que existem 6,02 . IO23 moléculas, ou seja: l mol de moléculas. Este mol de moléculas ocupa no frasco um determinado volume, não é? Pois bem. Este volume ocupado por um mol de moléculas recebe o nome de volume molar. Volume molar -> É o volume ocupado por um mol de moléculas dessa substância.

Mas, veja bem. O volume ocupado por uma substância depende da temperatura em que ela se encontra e da pressão a que está submetida. Assim, foi demonstrado experimentalmente que, se uma substância se apresentar no estado gasoso a temperatura de 0°C e submetida à pressão de l atm, o seu volume molar será de 22,4 L, aproximadamente:

Leis Ponderais são leis que falam das MASSAS das substâncias que participam das reações químicas, podendo as substâncias se apresentarem no estado sólido, líquido ou gasoso.

Muito conhecida também como Lei da Conservação da Massa ou Lei da Conservação da Matéria, que diz: A massa total de um sistema fechado não varia, qualquer que seja a reação química que aí venha ocorrer. Numa reação química, a soma das massas dos reagentes é sempre igual à soma das massas dos produtos da reação.

A temperatura de 0°C e pressão de l atm representam condições normais, portanto: 0°C e l atm ->• CNTP { condições normais de temperatura e pressão. Pode-se comprovar experimentalmente a lei de Lavoisier do seguinte modo:
a) unem-se duas ampolas de vidro, por meio de um tubo também de vidro, como a figura a seguir;
b) colocam-se separadamente em cada ampola, as soluções de dois reagentes A e B;
c) fechamos as duas ampolas “a fogo”; com isso, o sistema estará hermeticamente fechado;
d) pesa-se o conjunto;
e) vira-se o conjunto “de cabeça para baixo”, até as duas soluções se misturarem completamente e até se completar a reação: A + B->C + D Exemplo: NaCI + AgN03 -> AgCI + NaN03
f) pesa-se novamente o conjunto.

Verificaremos então que a massa final é igual à massa inicial do conjunto, apesar da reação química aí verificada. É interessante notar que, durante séculos, a humanidade não teve a “ideia de conservação da matéria” simplesmente porque ninguém lembrava de “manter o recipiente fechado”; deste modo, os gases podiam “entrar” ou “sair” da reação dando a impressão que a massa do conjunto estaria aumentando ou diminuindo. Por exemplo, os antigos achavam que durante a queima do carvão o carvão sumia (!); hoje nós explicamos o mesmo fenômeno da seguinte maneira: C (carvão) + O  (do ar)  -» C02 (gás carbônico)

A lei de Proust, também chamada Lei das Proporções Constantes ou Proporções Fixas ou Proporções invariáveis ou Proporções Definidas. Vamos imaginar várias amostras de água (água da chuva, água do rio, água de um lago, água produzida artificialmente num laboratório, etc.) vamos purificar a água; e vamos “desmontar” a água, com auxílio de calor, eletricidade, etc, de modo a separar o hidrogênio do oxigênio.

A água, qualquer que seja sua origem, é sempre formada por H e O, e estes, por sua vez, sempre combinados na proporção de 1:8 em massa.

Composição Centesimal de uma substância: Composição Centesimal de uma substância são as porcentagens, em massa, dos elementos formadores dessa substância. O cálculo da composição centesimal é um simples cálculo aritmético de porcentagens, baseando na lei de Proust. Veja por exemplo, a composição do metano (CH4):
J-x = 75 g de carbono J
4 g de metano -» 3 g de carbono     ] 100 g de metano -> (x) g de carbono
4 g de metano -^ l g de hidrogênio
> y = 25 g de hidrogênio 100 g de metano -»(x) g de hidrogênio
No metano há 75% de C e 25% de H em massa.

Exemplo: Pode-se verificar, também experimentalmente, que não só na formação de um composto mas em qualquer outro tipo de reação química “a proporção entre as massas dos vários compostos que reagem e são produzidos é sempre constante”.

Desta generalização resulta o chamado CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO, isto é, o cálculo de quantidades de reagentes e produtos de uma reação.
Por exemplo, na reação anterior: Sabendo-se de antemão que:
20 g de NaOH produzem 75 g de Nal pode-se prever que:
5 g de NaOH produzirão (x) g de Nal de onde podemos calcular:
x = 18,75 g de Nal

Resolução:
O primeiro passo é promover o balanceamento da reação química, onde encontraremos a menor proporção de números inteiros 1:1:1
Da reação:
l mol C(grafite)
l mol C02(g)
22,4 L (CNTP)
12g
a cada 12g de carbono consumido são produzidos 22,4 L de C02 nas CNTP.

Cálculo estequiométrico ou estequiometria é o cálculo das quantidades de reagentes ou produtos das reações químicas, feito com base nas Leis das Reações e executado em geral com auxílio das equações químicas correspondentes.
a)         Escrever a equação química  mencionada no problema.
b)         Acertar os coeficientes dessa equação. Esses coeficientes indicam as proporções de moles entre os compostos que figuram na equação.
c)         Estabelecer uma regra de três, que obedeça aos coeficientes e que poderá ser expressa em móis, gramas, litros etc., conforme a conveniência do problema.