Como Utilizar O Número De Moles E A Ar Para Chegar A Uma Quantidade Tangível Facilmente

Bem, já deves ter ouvido falar de uma mole (mol), mas sabes o que isso é? Costuma aparecer associada aos átomos e às moléculas, não é?

O conceito de mole surgiu para que se tivesse uma forma de contabilizar as moléculas ou átomos de uma determinada substância. De forma resumida, 1 mole é igual ao número de átomos de Carbono 12 (C12) em 12 gramas de C12 puro, e equivale a 6,022×1023 moléculas/mol (o número de Avogadro, que normalmente aparece como mol-1). Basicamente serve para “trazer” os pesos de cada elemento para uma escala tangível, de modo a que se possam usar estes valores em meio industrial, laboratórios, etc. Seria muito complicado pesar cada átomo de uma substância para se poder fazer alguma coisa com ela, aliás, é necessário equipamento muito especializado para isto e que altera a substância que está a ser usada, um espetrómetro de massa. [1, 2] Uma mole funciona um pouco como uma dúzia, ou uma dezena – é uma palavra que se refere a um número específico, mas em vez de serem 12 (dúzia) ou 10 (dezena) são 6,022×1023 do que quiseres. Podem ser ovos, mas uma mole de ovos provavelmente equivale a mais ovos que os que existem no mundo. Tipicamente utiliza-se para nos referirmos a átomos, moléculas ou iões.

Precisas que te explique de outra forma? Diz-me que isso resolve-se =)

Daqui podes extrair a massa molar (M): sabes que 12g de C-12 têm 6,022×1023 carbonos, ou seja, uma mole de carbonos, e também sabes que cada carbono tem 12 unidades de massa atómica, então:

Equação 1 – Como se chega a uma fórmula de conversão de Ar para gramas. [1]
Equação 1 – Como se chega a uma fórmula de conversão de Ar para gramas. [1]

Ou seja: agora temos uma forma de converter massa atómica relativa para gramas – 1 grama tem 6,022×1023 AMU desse elemento e, por isso, cada AMU pode ser convertido em gramas e podes calcular o peso de cada átomo de cada elemento – o carbono 12 tem uma massa de 1,99×10-23g (podes fazer o cálculo na tua calculadora ou com a do Windows que tem parte científica). Como já disse antes, 12g de C12 têm 1 mol de átomos, ou seja, a massa molar do C12 é 12 g/mol de C12, convenientemente igual à Ar e por isso esta informação pode-se retirar da Tabela Periódica.

Por exemplo

(talvez este exemplo seja um bocado rudimentar, é apenas para se conseguir perceber em algo minimamente visível e tangível):

Imagina que queres produzir uma quantidade específica de água, mas só tens uma pilha de botijas de oxigénio (O2, dois átomos de oxigénio ligados), outra pilha de botijas de hidrogénio (H2) mais pequenas, uma balança e uma tabela periódica. Quanto hidrogénio e oxigénio tens de juntar para formares a quantidade que queres de água (H2O), sem perderes muito de nenhum dos gases? É um problema, certo?

Sabes (imaginemos que sabes =P ) que a reação para formar água a partir destes gases é a seguinte:

2H2 + O2 —–> 2H2O

OK, então precisas de duas moléculas de H2 (um total de 6 átomos) e uma de oxigénio (mais um átomo), para formar uma molécula de água. Mas a que é que isso equivale em termos de peso, que é o que consegues medir neste momento?

Bem, a tabela periódica mostra-te a Ar de cada elemento, ou seja, quanto pesa, em média, cada átomo. Mas esse valor é igual à massa molar e, por isso, tens também uma maneira de relacionares o número de moléculas a uma massa. Ou seja, tens as ferramentas para saberes quanto de cada um precisas para produzires uma quantidade que queiras de água.

Imaginando que queres 1 litro de água, que equivale a 1kg de água, mais ou menos (se quiseres saber porquê contacta-me):

O oxigénio (O) tem uma massa molar de 16 g/mol e o hidrogénio (H) 1g/mol, mas as suas formas moleculares (que é o que tens no estado gasoso) têm 2×16 = 32g/mol O2 e 2×1 = 2g/mol H2.

Também precisas de 2 hidrogénios para cada oxigénio de modo a obter água, ou seja, para cada mole de oxigénio precisas de 2 moles de hidrogénio para obter água. Mas como tens ambas as substâncias sob a forma molecular, precisas de separar os oxigénios, que, para se separarem precisam de 2 hidrogénios cada (se não quiseres ter desperdício), ou seja, precisas de um total de 4 hidrogénios (daí as duas moléculas de hidrogénio). Por sua vez, esta reação vai produzir 2 moles de moléculas de água, cuja M = 2*1 (M do hidrogénio) + 16 (M do oxigénio) = 18g/mol.

M = g/mol, ou seja, M=massa(m)/número de moles (n), se mexermos um bocadinho nesta igualdade temos que n=m/M:

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A seguir, tens de ter em conta a fração molar, ou seja, quantas moles de cada componente precisas para produzir a água. Já sabemos isto: o rácio de hidrogénio para água é de 2:2 e o do hidrogénio para oxigénio é de 2:1(está na forma molecular), ou seja, para produzirmos uma mole de água precisamos de uma de hidrogénio e meia de oxigénio. [3]

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No entanto, o rácio de moléculas de oxigénio para moléculas de água produzidas é de 1 O2:2 H2O, ou seja, apenas preciso de uma molécula de O2 para produzir duas de H2O, o que quer dizer que precisas de metade do número de moles, daí multiplicares pelo rácio. Se fosse ao contrário (quanta água preciso para produzir oxigénio) estaria a multiplicar por 2.

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Resposta: precisavas de 888,96g de oxigénio e 111,12g de hidrogénio para produzires 1Kg de água – não te esqueças que o hidrogénio é muito pequenino, por isso, uma mole de átomos deste elemento são muito menos pesados que uma mole de átomos de oxigénio, visto que são o mesmo número de partículas.

Obviamente que estes cálculos foram feitos com arredondamentos, por isso é que o resultado das duas massas somada é ligeiramente maior que o resultado final em água. Podia ser por diferenças de densidade, sabemos que, por exemplo, o gelo é menos denso que a água, o que quer dizer que uma quantidade (em volume) maior de gelo, pesa menos que a mesma quantidade de água, mas isto é assunto para abordar noutra altura.

E assim conseguem-se usar estes valores para a produção dos mais variados compostos, primeiro em laboratório e, depois, em meio industrial. Funciona da mesma forma que uma receita na cozinha (mais ou menos =P ) só que com compostos puros e não com farinha e manteiga.

Ainda estás com dificuldades? Fala comigo para poder resolver as TUAS dificuldades.

Espero que tenhas gostado deste artigo!

Deixa-me um comentário, para eu saber =)

Referências

  1. Boundless, Boundless Chemistry. Avogadro’s Number and the Mole. 2016.
  2. Wolchover, N. How Do You Weigh an Atom? Strange News 2012; Available from: http://www.livescience.com/20581-weigh-atom.html.
  3. The ChemTeam. Molar Ratios. Available from: http://www.chemteam.info/Stoichiometry/Molar-Ratio.html.

 

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