Olá. Tenho muita dúvida em relação ao mol. Enetendo que mol é uma unidade de medida que corresponde ao numero de avogado.

Olá Miriã! Com relação ao conceito de mol e suas aplicações, ambos colegas esclareceram muito bem e acredito que a esta altura já tenha fixado. Uma questão não abordada foi sua segunda dúvida, que são as fórmulas... A maneira como eu aprendi foi ignorando as fórmulas e ficando atento aos conceitos, pois quase que a totalidade das fórmulas de estequiometria nada mais são do que derivações das regras de 3 usadas. As fórmulas, na verdade, atrapalham a vida do aluno, que acaba não percebendo que a estequiometria não passa de regras de 3 aplicadas sucessivamente. Por exemplo: n=m/MM onde: n = número de mols m = massa total (g) MM = massa molar (g/mol) Exemplificando: Determine o número de mols existente em 64g do elemento químico Enxofre (S). Dados fornecidos pelo problema: - Massa molar do elemento S = 32g/mol - Massa total = 64g/mol Resolvendo: 32g de S -------------- 1 mol de S 64g de S -------------- n mols de S 32n = 64 n = 64/32 n=2 Portanto, temos 2 mols de S em 64 g do elemento S. Analogamente: Considerando que MM seja o valor correspondente à massa molar de um elemento, composto, substancia, etc. ; MM g/mol de um elemento X ----------- 1 mol do elemento X m g de um elemento X -------------------- n mols do elemento X MM*n = m n = m/MM Perceba que resolvemos o problema do elemento enxofre exatamente da mesma forma que utilizamos para deduzir a fórmula. Utilizando regras de 3 para resolver os problemas de cálculos estequiométricos, você não dependerá mais da sua memória, que muitas vezes nos abandona em momentos decisivos, mas sim do seu conhecimento conceitual, que fica gravado por muito tempo. Espero ter contribuído. Abs

Mol é uma quantidade usada para facilitar os cálculos de estequiometria. É mais ou menos como se fosse dúzia, milhão, a diferença é que ele vale aproximadamente 6x10^23, seja de átomos ou moléculas. Um mol de um átomo ou molécula terá a massa igual à sua massa atômica ou molecular (escritas na tabela periódica). Se eu ler na tabela que a massa atomica do carbono é 12, quer dizer que um mol de átomos de carbono terão massa de 12g. Entendendo esta lógica, não é necessário decorar fórmula, a fórmula é decorrente de uma regra de 3.

Olá Miriã, bom dia! Como vai?

Em química nós utilizamos conceitos que são aplicados para estruturas microscópicas, ou seja, as quantidades, de modo geral, são calculadas conforme parâmetros da microscopia. Atualmente é possível considerar 1 dúzia de átomos, 1 centena de moléculas, 1 dezena de íons, etc., mas, na vida prática do químico, ou da química, as massas dessas quantidades não são possíveis de serem determinadas utilizando-se balanças comuns.

Sendo assim, torna-se necessário utilizar quantidades muito maiores do que dezena, ou dúzia, ou centena, por exemplo, para que as massas possam ser medidas através de uma balança, diferentemente da massa de 1 laranja, ou de 1 dezena de laranjas, ou de 1 dúzia de laranjas, por exemplo. No mundo macroscópico as dimensões são outras, de modo que os equipamentos que possuímos (balanças) permitem a fácil medida dessas massas.

Contudo, 1 dúzia de laranjas tem massa "provavelmente" diferente de 1 dúzia de melancias! Por que essas massas são diferentes se estamos considerando 1 dúzia? Porque a estrutura de 1 laranja é diferente da estrutura de 1 melancia, fundamentalmente. Assim, por exemplo, 

                                     1 dúzia de laranjas                              =    12 laranjas                          = 1,5 kg

                                     1 dúzia de melancias                           =    12 melancias                       = 60 kg

                                     1 dúzia de homens de 80 kg               =   12 homens de 80 kg             = 960 kg

                                     1 dúzia de automóveis de 1000 kg     =   12 automóveis de 1000 kg    = 12.000 kg

Esse conceito também se aplica a átomos, moléculas e íons, mas para 1 mol de átomos de sódio (Na) tem massa diferente daquela de 1 mol de átomos de bromo (Br), ou de 1 mol de moléculas de água (H₂O). E por que usamos o conceito de mol? Justamente porque o conceito de dúzia (12 unidades) não permite a medida de massa em balanças comuns. Tampouco 1 centena ou 1 milhar, mas se considerarmos uma quantidade muito mais expressiva de átomos, moléculas ou íons, então será provável que consigamos detectar essa massa numa balança comum. Essa quantidade é, simplificadamente, 6,02.10²³ partículas, ou, mais corretamente, 6,02214179(30).10²³ mol^-1 (https://goldbook.iupac.org/A00543.html).

Esse número foi determinado, pela primeira vez, pelo advogado-cientista italiano, Amedeo Avogadro (http://brasilescola.uol.com.br/quimica/amedeo-avogadro.htm; http://www.infoescola.com/quimica/constante-de-avogadro/), ao estudar o comportamento dos gases. Ele concluiu que a quantidade de 6,02.10²³ átomos de ¹²C correspondia a 12 g, ou seja, a massa de 12 g de ¹²C é possível de ser determinada numa balança. Assim, resumidamente, esse se tornou o padrão de medida para quantidades de átomos, moléculas, íons, elétrons, ou seja, de todas as partículas consideradas na química, sendo esse número denominado de Constante de Avogadro ou Número de Avogadro.

Portanto, simplificadamente,

                                     1 mol de átomos de ¹²C                =   6,02.10²³ átomos de ¹²C                = 12 g

                                     1 mol de átomos de ¹³C                =   6,02.10²³ átomos de ¹³C                = 13 g

                                     1 mol de átomos de ²³Na              =   6,02.10²³ átomos de ²³Na              = 23 g

                                     1 mol de átomos de ³⁵Br               =   6,02.10²³ átomos de ³⁵Br              = 35 g

                                     1 mol de cátions de ⁴⁰Ca²⁺           =   6,02.10²³ cátions de ⁴⁰Ca²⁺           = 40 g

                                     1 mol de ânions de ¹⁶O^2-              =    6,02.10²³ ânions de ¹⁶O^2-             = 16 g

                                     1 mol de moléculas de H₂O           =    6,02.10²³ moléculas de H₂O          = 18 g    (2.1 g + 1.16 g)

                                     1 mol de moléculas de C₆H₁₂O₆    =    6,02.10²³ moléculas de C₆H₁₂O₆  = 180 g   (6.12 g + 12.1 g + 6.16 g)

Espero que essas ponderações contribuam com os seus estudos, mas recomendo muito que você contrate uma ou duas aulas particulares porque a compreensão desse assunto é fundamental para praticamente todos os cálculos estequiométricos.

Abraços, André

 

 

 

 

 

 

 

 

Mirian boa tarde Va no play store e download o app The Mole Concept O app tem muita " propaganda" mas se voce se dedicar uma hora o conceito de Mole vai ficar facil de entender Se nao for suficiente retorne Regards Trainer Valter

Antes de entender as fórmulas, busque entender "o que é o mol" e "por que usamos o mol"!!! Veja uma analogia: Aos invés de falarmos na feira/supermercado: - 6 laranjas - 12 uvas - 24 maçãs Geralmente pedimos: - meia (0,5) dúzia de laranjas - uma (01) dúzia de uvas - duas (2) dúzias de maçãs Assim, não vemos frequentemente publicados em livros: - 6 x 10^23 moléculas de hidrogênio - 30 x 10^23 moléculas de ácido clorídrico - 600x 10^23 moléculas de benzeno Geralmente encontramos: - Um (01) mol de hidrogênio - Cinco (05) moles de ácido clorídrico - Cem (100) moles de benzeno