Mol e massa molar

Contar partículas usando uma grandeza macroscópica

O mol é a unidade de quantidade de matéria. Ele permite relacionar uma amostra que pode ser pesada ao número de entidades que a compõem. Essas entidades precisam ser identificadas: átomos, moléculas, íons ou unidades de fórmula, por exemplo. Dizer apenas “um mol de partículas” pode deixar a informação incompleta.

Um mol contém exatamente $6{,}02214076\times10^{23}$ entidades especificadas. Esse número define a constante de Avogadro, $N_A$, cuja unidade é mol⁻¹. Em exercícios, use a aproximação fornecida, frequentemente $6{,}0\times10^{23}$ mol⁻¹. Arredondar um dado para uma conta escolar não modifica a definição do mol.

O mol não é uma unidade de massa. Um mol de água e um mol de dióxido de carbono têm o mesmo número de moléculas, mas massas diferentes. A diferença aparece porque cada molécula de CO₂ possui massa maior que cada molécula de H₂O.

Massa molar: a conversão entre gramas e mols

A massa molar M é a massa por quantidade de matéria. Quando expressa em g/mol, informa quantos gramas correspondem a um mol da espécie. Usando massas atômicas escolares H=1, C=12 e O=16, a massa molar da água é $2\times1+16=18$ g/mol; a do CO₂ é $12+2\times16=44$ g/mol.

Os índices da fórmula multiplicam as contribuições dos elementos. Em Ca(OH)₂, com Ca=40, O=16 e H=1, o grupo OH aparece duas vezes: $40+2(16+1)=74$ g/mol. Somar apenas um oxigênio e dois hidrogênios seria interpretar incorretamente os parênteses.

Massa molecular e massa molar têm relações numéricas úteis, mas não são a mesma grandeza. A massa de uma molécula costuma ser expressa em unidades de massa atômica, enquanto a massa molar se expressa em massa por mol. Escrever que uma molécula de água pesa 18 g troca completamente a escala do problema.

As duas relações fundamentais

A relação entre massa, massa molar e quantidade de matéria é $n=m/M$. Para recuperar a massa, use $m=nM$. Entre quantidade de matéria e número de entidades, use $N=nN_A$.

As unidades ajudam a conferir o caminho. Gramas divididos por gramas por mol resultam em mols. Mols multiplicados por mol⁻¹ produzem uma contagem de entidades. Se a massa estiver em miligramas e a massa molar em g/mol, converta antes: 900 mg correspondem a 0,900 g, não a 900 g.

Uma densidade pode fazer parte de um passo anterior. Quando o enunciado fornece volume e densidade de um líquido, obtenha primeiro a massa por $m=\rho V$. Não confunda densidade, que relaciona massa e volume, com massa molar, que relaciona massa e quantidade de matéria.

Exemplo resolvido: água, moléculas e átomos

Considere 9,0 g de água, com massa molar de 18 g/mol e constante de Avogadro aproximada para $6{,}0\times10^{23}$ mol⁻¹. A quantidade de matéria é $9{,}0/18=0{,}50$ mol de moléculas de água.

Multiplicando pela constante, obtemos $3{,}0\times10^{23}$ moléculas. Cada molécula contém dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio. Assim, a amostra contém $6{,}0\times10^{23}$ átomos de hidrogênio e $3{,}0\times10^{23}$ átomos de oxigênio, totalizando $9{,}0\times10^{23}$ átomos.

A conferência pode ser feita em mols: 0,50 mol de H₂O corresponde a 1,0 mol de átomos de H e 0,50 mol de átomos de O. A proporção atômica 2:1 permanece. Ela não significa proporção de massas 2:1: nessa amostra, o hidrogênio contribui com 1,0 g e o oxigênio com 8,0 g.

Gases e volume molar

Para gases tratados como ideais, volume e quantidade de matéria estão relacionados à temperatura e à pressão. Um valor próximo de 22,4 L/mol corresponde a 0 °C e 1 atm. Esse número não deve ser aplicado a qualquer gás em qualquer condição, nem a líquidos ou sólidos.

Se o exercício fornece outro volume molar, use o dado apropriado. Se fornece pressão, temperatura e a constante dos gases, a equação $PV=nRT$ permite calcular n, com unidades compatíveis. Volumes iguais de gases ideais, à mesma temperatura e pressão, correspondem a quantidades iguais de matéria.

Erros comuns e continuidade

A leitura de fórmulas evita erros na soma de massas. Em estequiometria, essas conversões serão conectadas às proporções de uma reação.