Quantidade de substância - Amount of substance

Em química , a quantidade de substância em uma dada amostra de matéria é definido como o número de partículas de escala atómica discretas em que dividida pela constante de Avogadro N A . Em uma visão verdadeiramente atomística, a quantidade de substância é simplesmente o número de partículas que constituem a substância. As partículas ou entidades podem ser moléculas , átomos , íons , elétrons ou outros, dependendo do contexto. O valor da constante de Avogadro N A foi definido como6.022 140 76 × 10 23  mol −1 . Na visão verdadeiramente atomística, 1 mol =6.022 140 76 × 10 23 partículas ( o número de Avogadro ) e, portanto, a constante de conversão é simplesmente N A = 1. A quantidade de substância às vezes é chamada de quantidade química .

A toupeira (símbolo: mol) é uma unidade de quantidade de substância no Sistema Internacional de Unidades , definida (desde 2019) pela fixação da constante de Avogadro no valor dado. Historicamente, a toupeira era definida como a quantidade de substância em 12 gramas do isótopo carbono-12. Como consequência, a massa de um mol de um composto químico , em gramas , é numericamente igual (para todos os fins práticos) à massa de uma molécula do composto, em daltons , e à massa molar de um isótopo em gramas por mol é igual ao número de massa. Por exemplo, uma molécula de água tem uma massa de cerca de 18,015 daltons em média, enquanto um mol de água (que contém6,022 140 76 × 10 23 moléculas de água) tem uma massa total de cerca de 18,015 gramas.

Em química, devido à lei das proporções múltiplas , muitas vezes é muito mais conveniente trabalhar com quantidades de substâncias (isto é, número de moles ou de moléculas) do que com massas (gramas) ou volumes (litros). Por exemplo, o fato químico "1 molécula de oxigênio ( O
2
) irá reagir com 2 moléculas de hidrogênio ( H
2
) para fazer 2 moléculas de água ( H
2
O
) "também pode ser declarado como" 1 mole de O
2
vai reagir com 2 moles de H
2
para formar 2 moles de água ". O mesmo fato químico, expresso em termos de massas, seria" 32 g (1 mol) de oxigênio reagirá com aproximadamente 4,0304 g (2 moles de H
2
) hidrogênio para produzir aproximadamente 36,0304 g (2 moles) de água "(e os números dependeriam da composição isotópica dos reagentes). Em termos de volume, os números dependeriam da pressão e temperatura dos reagentes e produtos. Pelas mesmas razões, as concentrações de reagentes e produtos em solução são freqüentemente especificadas em moles por litro, ao invés de gramas por litro.

A quantidade de substância também é um conceito conveniente em termodinâmica . Por exemplo, a pressão de uma determinada quantidade de um gás nobre em um recipiente de determinado volume, em uma dada temperatura, está diretamente relacionada ao número de moléculas do gás (por meio da lei dos gases ideais ), não à sua massa.

Este sentido técnico do termo "quantidade de substância" não deve ser confundido com o sentido geral de "quantidade" na língua inglesa . O último pode se referir a outras medidas, como massa ou volume, ao invés do número de partículas. Existem propostas para substituir "quantidade de substância" por termos mais facilmente distinguíveis, como enpletismo e quantidade estequiométrica .

A IUPAC recomenda que "quantidade de substância" seja usada em vez de "número de moles", assim como a quantidade massa não deve ser chamada de "número de quilogramas".

Natureza das partículas

Para evitar ambigüidade, a natureza das partículas deve ser especificada em qualquer medição da quantidade de substância: assim, 1 mol de moléculas de oxigênio ( O
2
) tem cerca de 32 gramas, enquanto 1 mol de átomos de oxigênio ( O ) tem cerca de 16 gramas.

Quantidades derivadas

Quantidades molares (por mol)

O quociente de alguma quantidade física extensa de uma amostra homogênea por sua quantidade de substância é uma propriedade intensiva da substância, geralmente denominada pelo prefixo molar .

Por exemplo, a razão da massa de uma amostra por sua quantidade de substância é a massa molar , cuja unidade SI é quilogramas (ou, mais comumente, gramas) por mol; que é cerca de 18,015 g / mol para água e 55,845 g / mol para ferro . A partir do volume, obtém-se o volume molar , que é cerca de 17,962 mililitros / mol para água líquida e 7,092 mL / mol para ferro em temperatura ambiente. A partir da capacidade de calor , obtém-se a capacidade de calor molar , que é cerca de 75,385 J / K / mol para água e cerca de 25,10 J / K / mol para ferro.

Concentração de quantidade (moles por litro)

Outra quantidade derivada importante é a quantidade de concentração de substância (também chamada de concentração de quantidade , ou concentração de substância em química clínica ; que é definida como a quantidade de uma substância específica em uma amostra de uma solução (ou alguma outra mistura), dividida pelo volume da amostra.

A unidade SI desta quantidade é o mol (da substância) por litro (da solução). Assim, por exemplo, a concentração da quantidade de cloreto de sódio na água do oceano é tipicamente cerca de 0,599 mol / L.

O denominador é o volume da solução, não do solvente. Assim, por exemplo, um litro de vodka padrão contém cerca de 0,40 L de etanol (315 g, 6,85 mol) e 0,60 L de água. A concentração da quantidade de etanol é portanto (6,85 mol de etanol) / (1 L de vodka) = 6,85 mol / L, não (6,85 mol de etanol) / (0,60 L de água), o que seria 11,4 mol / L.

Em química, é comum ler a unidade "mol / L" como molar e denotá-la pelo símbolo "M" (ambos seguindo o valor numérico). Assim, por exemplo, cada litro de uma solução "0,5 molar" ou "0,5 M" de ureia ( CH
4
N
2
O
) na água contém 0,5 moles dessa molécula. Por extensão, a concentração da quantidade também é comumente chamada de molaridade da substância de interesse na solução. No entanto, a partir de maio de 2007, esses termos e símbolos não são tolerados pela IUPAC.

Essa quantidade não deve ser confundida com a concentração de massa , que é a massa da substância de interesse dividida pelo volume da solução (cerca de 35 g / L para cloreto de sódio na água do oceano).

Fração de quantidade (moles por mol)

De forma confusa, a concentração da quantidade, ou "molaridade", também deve ser diferenciada da "concentração molar", que deve ser o número de moles (moléculas) da substância de interesse dividido pelo número total de moles (moléculas) na amostra de solução . Essa quantidade é mais apropriadamente chamada de fração de quantidade .

História

Os alquimistas , e especialmente os primeiros metalúrgicos , provavelmente tinham alguma noção da quantidade de substância, mas não existem registros sobreviventes de qualquer generalização da ideia além de um conjunto de receitas. Em 1758, Mikhail Lomonosov questionou a ideia de que a massa era a única medida da quantidade de matéria, mas o fez apenas em relação às suas teorias sobre a gravitação . O desenvolvimento do conceito de quantidade de substância foi coincidente e vital para o nascimento da química moderna.

  • 1777 : Wenzel publica Lessons on Affinity , em que demonstra que as proporções do "componente básico" e do "componente ácido" ( cátion e ânion na terminologia moderna) permanecem as mesmas durante as reações entre dois sais neutros .
  • 1789 : Lavoisier publica o Tratado de Química Elementar , introduzindo o conceito de um elemento químico e esclarecendo a Lei de conservação de massa para reações químicas.
  • 1792 : Richter publica o primeiro volume de Estequiometria ou Arte de Medir os Elementos Químicos (a publicação de volumes subsequentes continua até 1802). O termo " estequiometria " é usado pela primeira vez. As primeiras tabelas de pesos equivalentes são publicadas para reações ácido-base . Richter também observa que, para um determinado ácido, a massa equivalente do ácido é proporcional à massa de oxigênio na base.
  • 1794 : A Lei das proporções definidas de Proust generaliza o conceito de pesos equivalentes para todos os tipos de reação química, não simplesmente reações ácido-base.
  • 1805 : Dalton publica seu primeiro artigo sobre a teoria atômica moderna , incluindo uma "Tabela dos pesos relativos das partículas finais de corpos gasosos e outros".
    O conceito de átomos levantou a questão de seu peso. Enquanto muitos eram céticos sobre a realidade dos átomos, os químicos rapidamente descobriram que os pesos atômicos eram uma ferramenta inestimável para expressar relações estequiométricas.
  • 1808 : Publicação de Um Novo Sistema de Filosofia Química de Dalton , contendo a primeira tabela de pesos atômicos (com base em H = 1).
  • 1809 : Lei de Gay-Lussac de combinar volumes , estabelecendo uma relação inteira entre os volumes de reagentes e produtos nas reações químicas dos gases.
  • 1811 : Avogadro levanta a hipótese de que volumes iguais de gases diferentes (na mesma temperatura e pressão) contêm números iguais de partículas, agora conhecido como lei de Avogadro .
  • 1813/1814 : Berzelius publica a primeira de várias tabelas de pesos atômicos com base na escala de O = 100.
  • 1815 : Prout publica sua hipótese de que todos os pesos atômicos são múltiplos inteiros do peso atômico do hidrogênio. A hipótese é posteriormente abandonada devido ao peso atômico observado do cloro (aproximadamente 35,5 em relação ao hidrogênio).
  • 1819 : Lei de Dulong-Petit relacionando o peso atômico de um elemento sólido com sua capacidade térmica específica .
  • 1819 : O trabalho de Mitscherlich sobre o isomorfismo do cristal permite que muitas fórmulas químicas sejam esclarecidas, resolvendo várias ambigüidades no cálculo dos pesos atômicos.
  • 1834 : Clapeyron estabelece a lei dos gases ideais.
    A lei dos gases ideais foi a primeira a ser descoberta de muitas relações entre o número de átomos ou moléculas em um sistema e outras propriedades físicas do sistema, além de sua massa. No entanto, isso não foi suficiente para convencer todos os cientistas da existência de átomos e moléculas, muitos consideraram simplesmente ser uma ferramenta útil para cálculos.
  • 1834 : Faraday declara suas Leis da eletrólise , em particular que "a ação de decomposição química de uma corrente é constante para uma quantidade constante de eletricidade ".
  • 1856 : Krönig deriva a lei dos gases ideais da teoria cinética . Clausius publica uma derivação independente no ano seguinte.
  • 1860 : O Congresso de Karlsruhe debate a relação entre "moléculas físicas", "moléculas químicas" e átomos, sem chegar a um consenso.
  • 1865 : Loschmidt faz a primeira estimativa do tamanho das moléculas de gás e, portanto, do número de moléculas em um determinado volume de gás, agora conhecido como constante de Loschmidt .
  • 1886 : van't Hoff demonstra as semelhanças no comportamento entre soluções diluídas e gases ideais.
  • 1886 : Eugen Goldstein observa raios de partículas discretas em descargas de gás, estabelecendo a base da espectrometria de massa , uma ferramenta posteriormente usada para estabelecer as massas de átomos e moléculas.
  • 1887 : Arrhenius descreve a dissociação do eletrólito em solução, resolvendo um dos problemas no estudo das propriedades coligativas.
  • 1893 : Primeiro registro do uso do termo toupeira para descrever uma unidade de quantidade de substância por Ostwald em um livro didático universitário.
  • 1897 : Primeiro registro do uso do termo toupeira em inglês.
  • Na virada do século XX , o conceito de entidades atômicas e moleculares foi geralmente aceito, mas muitas questões permaneceram, não menos importante o tamanho dos átomos e seu número em uma determinada amostra. O desenvolvimento simultâneo da espectrometria de massa , começando em 1886, apoiou o conceito de massa atômica e molecular e forneceu uma ferramenta de medição relativa direta.
  • 1905 : O artigo de Einstein sobre o movimento browniano dissipa quaisquer últimas dúvidas sobre a realidade física dos átomos e abre o caminho para uma determinação precisa de sua massa.
  • 1909 : Perrin inventa o nome de constante de Avogadro e estima seu valor.
  • 1913 : Descoberta de isótopos de elementos não radioativos por Soddy e Thomson .
  • 1914 : Richards recebe o Prêmio Nobel de Química por "suas determinações do peso atômico de um grande número de elementos".
  • 1920 : Aston propõe a regra do número inteiro , uma versão atualizada da hipótese de Prout .
  • 1921 : Soddy recebe o Prêmio Nobel de Química "por seu trabalho na química de substâncias radioativas e investigações em isótopos".
  • 1922 : Aston recebe o Prêmio Nobel de Química "por sua descoberta de isótopos em um grande número de elementos não radioativos e por sua regra de número inteiro".
  • 1926 : Perrin recebe o Prêmio Nobel de Física , em parte por seu trabalho na medição da constante de Avogadro.
  • 1959/1960 : Escala de unidade de massa atômica unificada com base em 12 C = 12 adotada pela IUPAP e IUPAC .
  • 1968 : O mol é recomendado para inclusão no Sistema Internacional de Unidades (SI) pelo Comitê Internacional de Pesos e Medidas (CIPM).
  • 1972 : O mol é aprovado como a unidade básica do SI de quantidade de substância.
  • 2019 : O mol é redefinido no SI como "a quantidade de substância de um sistema que contém6.022 140 76 × 10 23 entidades elementares especificadas ".

Veja também

Referências