Massa, Massa Molar e Mol

1. Medir no Mundo Atômico

Antes de mais nada, vamos pensar: o que significa medir algo?

Medir é comparar uma quantidade com um padrão já estabelecido.

Por exemplo, usamos metros para medir distâncias, quilos para medir massas e litros para medir volumes.

Mas quando falamos do mundo microscópico, essas unidades que usamos no dia a dia não são práticas.

Imagine tentar medir a massa de um átomo usando gramas... Seria como tentar pesar um grão de areia em uma balança de caminhão.

Por isso, os cientistas criaram uma unidade específica para medir a massa dos átomos: a unidade de massa atômica (u).

O padrão escolhido para essa unidade foi o átomo de carbono-12, e convencionou-se que sua massa seria exatamente 12 u.

Assim, qualquer outro átomo tem sua massa comparada a essa referência.

Por exemplo, um átomo de oxigênio tem massa aproximadamente 16 u, o que significa que ele é um pouco mais pesado que o carbono-12.

Se formos refletir, a definição de unidade de massa atômica é uma das definições que mais buga a cabeça do aluno.

Uma unidade de massa atômica (u) equivale à 1/12 da massa do átomo de carbono-12. 

Mas para entender o assunto, você não precisa lembrar disso, só precisa lembrar que "u" é uma unidade como qualquer outra que você conhece. 

2. Massa Atômica e Massa Molecular

Agora que já sabemos como medir a massa dos átomos, podemos falar sobre a massa atômica.

A massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas de seus isótopos naturais.

Por exemplo, o cloro tem dois isótopos principais, um com massa 35 u e outro com massa 37 u.

Como o isótopo de 35 u é mais abundante, a massa atômica do cloro na tabela periódica acaba sendo aproximadamente 35,5 u.

Mas o que acontece quando os átomos se unem para formar moléculas?

A soma das massas atômicas de todos os átomos que compõem uma molécula nos dá a massa molecular dessa substância.

Pegue a água (H₂O) como exemplo: ela é formada por dois átomos de hidrogênio (1 u cada um) e um átomo de oxigênio (16 u). Logo, sua massa molecular é: 18 u. 

3. Mol e o Número de Avogadro

Agora, vamos a um conceito fundamental: o mol.

Você já ouviu falar de uma dúzia de ovos, certo? Uma dúzia significa 12 ovos.

No mundo da Química, usamos o mol como uma “dúzia química”, mas em vez de 12, um mol equivale a um número gigantesco: 6,022 × 10²³.

Esse valor é conhecido como Número de Avogadro, em homenagem ao cientista que ajudou a desenvolver esse conceito.

Em uma questão, se ela não especificar o valor da constante de Avogadro, você deve utilizar 6 × 10²³.

Mas por que usamos um número tão grande? Simples: os átomos e moléculas são incrivelmente pequenos.

Se quisermos trabalhar com quantidades visíveis e pesáveis de substâncias, precisamos lidar com um número muito grande de partículas.

Por exemplo:

• 1 mol de átomos de enxofre tem 6,022 × 10²³ átomos e pesa 32 g.
• 1 mol de moléculas de água tem 6,022 × 10²³ moléculas e pesa 18 g.

Perceba que 1 mol de enxofre e 1 mol de água possuem massas diferentes: 32 g e 18 g.

Isso porque "mol" é apenas uma unidade de contagem, de medida, que nem o "u" que já vimos. 

Ao invés de falar que eu tenho 3 x 10²³ moléculas de uma substância, é muito mais fácil falar que eu tenho 0,5 mol.

4. Massa Molar e Quantidade de Matéria

A massa molar é a massa de 1 mol de uma substância, expressa em g/mol. 

O legal é que a massa molar de uma substância tem o mesmo valor numérico de sua massa molecular, só que com a unidade em gramas. 

Ou seja, se quisermos calcular quantos mols de uma substância temos, podemos usar a seguinte fórmula: n = m/M.

Onde:

• n é o número de mols,
• m é a massa da amostra (em gramas),
• M é a massa molar da substância (em g/mol).

Cada elemento químico possui uma massa molar específica e a maioria das questões lhe fornece esse valor nos enunciados. 

Mas existem alguns que eu recomendo que você saiba decorado, no total são 7.

H = 1 g/mol

C = 12 g/mol

N = 14 g/mol

O = 16 g/mol

Na = 23 g/mol

S = 32 g/mol

Cl = 35,5 g/mol

Você vai fazer tantas questões com eles que vai acabar decorando. 

Vamos a um exemplo, se tivermos 90 g de água, quantos mols de água temos?

Simples: temos dois hidrogênios, então 2 x 1 = 2 g/mol. Temos um oxigênio, então 16 g/mol. Logo, M (H₂O) = 2 + 16 = 18 g/mol. 

Usando a fórmula do número de mol, n = m/M = 90/18 = 5 mol de água.

5. Mol, molécula e átomo

O número de mol de uma substância é calculado pela fórmula n = m/M.

O número de moléculas de uma substância é calculado pelo número de mols "n" multiplicado pela constante de Avogadro. 

É uma simples regra de três, se um mol tem 6 x 10²³ moléculas, "n" mols tem tantas moléculas. Só uma multiplicação.

Agora, como descobrir o número de átomos? Simples também, basta olhar o número de átomos que existe em uma molécula e multiplicar pelo total de moléculas.

Vamos usar o exemplo anterior: 5 mols de água (H₂O).

Quantas moléculas nós temos? 5 x 6 x 10²³ = 30 x 10²³ moléculas.

E quantos átomos? Se uma molécula de H₂O possui 2 átomos de H e 1 átomo de O, temos 3 átomos por molécula.

Logo, o total de átomos vale 3 x 30 x 10²³ = 90 x 10²³ átomos.

Conclusão

Ufa! Vimos muitos conceitos importantes até aqui. Resumindo:

• A unidade de massa atômica (u) nos ajuda a medir a massa dos átomos.
• A massa atômica e a massa molecular nos dizem quanto pesam os átomos e as moléculas.
• O mol é uma quantidade gigante de partículas, equivalente a 6,022 × 10²³.
• A massa molar permite converter entre gramas e número de mols.
• Transformar de mol para molécula é multiplicar pela constante de Avogadro.
• Transformar de molécula para átomo é multiplicar o total de moléculas pela quantidade de átomos existentes em uma única molécula. 

Pronto, finalmente aprendemos a medir substâncias na Química!