Mol

Nas imagens acima vemos um milheiro (1000) de tijolos, uma resma de folhas de papel (500), uma dúzia de ovos (12) e uma grosa de lápis (144). Esses exemplos servem para mostrar que no cotidiano é muito comum e muito mais fácil referir-se a quantidades de objetos muito pequenas não de forma isolada, mas considerando o conjunto.

Um raciocínio similar aplica-se aos átomos, moléculas, partículas, elétrons e íons que compõem as substâncias. É impossível medir em uma balança convencional a massa dessas entidades isoladas. Para se ter uma ideia, a menor partícula visível em um microscópio comum contém mais de dez bilhões de átomos!

Por isso, os cientistas acharam por bem usar uma unidade que abrangesse um conjunto com um número imenso de moléculas, cuja massa pudesse ser medida. Surgiu então o conceito de mol, palavra criada por Wilhelm Ostwald (1853-1932), em 1896, que vem do latim moles, que significa “porção”, “monte”, “quantidade”. É dessa palavra que deriva a palavra “molécula”, que significa “pequena quantidade”.

O conceito de mol é o seguinte:

“Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quantos são os átomos contidos em 0,012 kg (12 g) de carbono-12.”

O mol é uma grandeza ideal porque, conforme explicado no texto Massa Atômica de um Átomo, a massa de um átomo é a massa desse elemento expressa em u (unidade de massa atômica), isto é, é a massa de 1/12 do átomo de carbono 12.

Assim, 1 mol de qualquer substância terá uma quantidade de átomos que, se for “pesada” em gramas, terá o mesmo número da massa atômica.

Por exemplo, a massa atômica do cálcio é igual a 40 u. Assim, 1 mol de cálcio “pesa” 40 g.

Outro fator importante é que 12 g de carbono-12 contêm 6,02 . 10²³ átomos (número de Avogadro), o que significa que 1 mol de qualquer substância contém 6,02 . 10²³ entidades.

Por exemplo, no caso do cálcio, 1 mol possui massa de 40 g e 6,02 . 10²³ átomos de cálcio. Veja como isso ocorre para outros elementos e moléculas:

Exemplo de relação entre mol, massa e número de moléculas e átomos de algumas substâncias

A partir dessas informações, surgiu o conceito de massa molar (M), que é a massa, em gramas, de um mol de substância (elemento, íon, etc.).

Se 1 mol de cálcio possui 40 g, então sua massa molar é 40 g/mol. Isso vale tanto para átomos quanto para moléculas. Por exemplo, 1 mol de H₂O possui a massa molar igual a 18 g/mol, ou seja, 1 mol tem 18 g.

Desse modo, o número de mols (ou a quantidade de matéria, que é simbolizada por “n”) pode ser encontrado pela divisão da massa pela massa molar:

n = m
      M

Resumidamente, podemos estabelecer a seguinte relação:

1 mol ↔ massa molar (em g/mol) ↔ 6,02 . 10²³ entidades (Número de Avogadro)

A palavra “mol” pode ser usada tanto para fazer referência ao nome da unidade de quantidade de matéria quanto para o símbolo dessa unidade. Se estamos falando do nome, podemos usar o plural de mol, que é mols; mas se falamos do símbolo, não podemos usar o plural. Por exemplo, você pode escrever 5 quilogramas (nome da unidade), mas não escreve 5 kgs, e sim 5 kg (no singular). O mesmo ocorre com o uso de mol e mols.

Outro aspecto que podemos relacionar com o mol é que, em uma equação química balanceada, os coeficientes das substâncias indicam a quantidade de matéria ou o número de mols de cada substância que participa da reação.

Por exemplo, considere a reação a seguir:

4 FeS_2(g) + 11 O_­2(g)­ → 2 Fe₂O_3(s) + 8 SO_2(g)

Veja que reagem 4 mol de FeS_2(g) com  11 mol de O_­2(g)­, produzindo  2 mol de Fe₂O_3(s) e 8 mol de SO_2(g).

Essas informações são muito importantes na resolução de exercícios que envolvem a estequiometria das reações químicas.