Mole (unidade) - Mole (unit)

toupeira
Sistema de unidades Unidade de base SI
Unidade de Quantidade de substância
Símbolo mol
Conversões
1 mol em ... ... é igual a ...
   Unidades de base SI    1000 mmol

O mol (símbolo: mol ) é a unidade básica da quantidade de substância no Sistema Internacional de Unidades (SI). É definido exatamente como6.022 140 76 × 10 23 partículas, que podem ser átomos , moléculas , íons ou elétrons .

A definição de mol foi adotada em novembro de 2018 como uma das sete unidades de base do SI , revisando a definição anterior que especificava um mol como a quantidade de substância em 12 gramas de carbono-12 ( 12 C), um isótopo de carbono .

O número 6.022 140 76 × 10 23 (o número de Avogadro ) foi escolhido de forma que a massa de um mol de um composto químico em gramas seja numericamente igual, para fins práticos, à massa média de uma molécula do composto em daltons . Assim, por exemplo, um mole de água (H 2 O) contém6.022 140 76 × 10 23 moléculas, cuja massa total é de cerca de 18,015 gramas e a massa média de uma molécula de água é de cerca de 18,015 daltons.

A toupeira é amplamente utilizada na química como uma forma conveniente de expressar quantidades de reagentes e produtos de reações químicas. Por exemplo, a equação química 2H 2 + O 2 → 2H 2 O pode ser interpretada como significando que para cada 2 mol de dihidrogênio (H 2 ) e 1 mol de dioxigênio (O 2 ) que reagem, 2 mol de água (H 2 O) Formato. A toupeira também pode ser usada para medir a quantidade de átomos, íons, elétrons ou outras entidades. A concentração de uma solução é comumente expressa por sua molaridade , definida como a quantidade de substância dissolvida em moles por unidade de volume de solução, para a qual a unidade normalmente usada é moles por litro (mol / L), comumente abreviado M.

O termo molécula de gram (g mol) era anteriormente usado para "mole de moléculas" e o átomo de gram (átomo de g) para "mole de átomos". Por exemplo, 1 mole de MgBr 2 é 1 molécula-grama de MgBr 2, mas 3 átomos-grama de MgBr 2 .

Conceitos

Natureza das partículas

A toupeira é essencialmente uma contagem de partículas. Normalmente, as partículas contadas são entidades quimicamente idênticas, individualmente distintas. Por exemplo, uma solução pode conter um certo número de moléculas dissolvidas que são mais ou menos independentes umas das outras. No entanto, em um sólido, as partículas constituintes são fixadas e ligadas em um arranjo de rede, embora possam ser separáveis ​​sem perder sua identidade química. Assim, o sólido é composto de um certo número de moles dessas partículas. Em outros casos, como o diamante , em que todo o cristal é essencialmente uma única molécula, a toupeira ainda é usada para expressar o número de átomos ligados, em vez de uma contagem de várias moléculas. Assim, as convenções químicas comuns se aplicam à definição das partículas constituintes de uma substância; em outros casos, definições exatas podem ser especificadas. A massa de 1 mol de uma substância é igual à sua massa atômica ou molecular relativa em gramas.

Massa molar

A massa molar de uma substância é a massa de 1 mol dessa substância, em múltiplos de grama . A quantidade de substância é o número de moles na amostra. Para a maioria dos propósitos práticos, a magnitude da massa molar é numericamente igual à da massa média de uma molécula, expressa em daltons . Por exemplo, a massa molar da água é 18,015 g / mol. Outros métodos incluem o uso do volume molar ou a medição da carga elétrica .

O número de moles de uma substância em uma amostra é obtido dividindo a massa da amostra pela massa molar do composto. Por exemplo, 100 g de água equivalem a cerca de 5,551 mol de água.

A massa molar de uma substância depende não apenas de sua fórmula molecular , mas também da distribuição dos isótopos de cada elemento químico presente nela. Por exemplo, a massa de um mol de cálcio-40 é39,96259098 ± 0,00000022 gramas , enquanto a massa de um mol de cálcio-42 é41,95861801 ± 0,00000027 gramas , e de um mole de cálcio com a mistura isotópica normal é40,078 ± 0,004 gramas .

Concentração molar

A concentração molar , também chamada de molaridade , de uma solução de alguma substância é o número de moles por unidade de volume da solução final. No SI sua unidade padrão é mol / m 3 , embora unidades mais práticas, como mol por litro (mol / L) sejam usadas.

Fração molar

A fração molar ou fração molar de uma substância em uma mistura (como uma solução) é o número de moles do composto em uma amostra da mistura, dividido pelo número total de moles de todos os componentes. Por exemplo, se 20 g de NaCl forem dissolvidos em 100 g de água, as quantidades das duas substâncias na solução serão (20 g) / (58,443 g / mol) = 0,34221 mol e (100 g) / (18,015 g / mol) = 5,5509 mol, respectivamente; e a fração molar de NaCl será de 0,34221 / (0,34221 + 5,5509) = 0,05807.

Em uma mistura de gases, a pressão parcial de cada componente é proporcional à sua razão molar.

História

Avogadro, que inspirou a constante de Avogadro

A história da toupeira está entrelaçada com a da massa molecular , unidades de massa atômica e o número de Avogadro .

A primeira tabela de peso atômico padrão (massa atômica) foi publicada por John Dalton (1766-1844) em 1805, com base em um sistema em que a massa atômica relativa do hidrogênio foi definida como 1. Essas massas atômicas relativas foram baseadas na estequiométrica proporções de reação química e compostos, um fato que ajudou muito a sua aceitação: não era necessário que um químico subscrevesse a teoria atômica (uma hipótese não comprovada na época) para fazer uso prático das tabelas. Isso levaria a alguma confusão entre as massas atômicas (promovidas pelos proponentes da teoria atômica) e os pesos equivalentes (promovidos por seus oponentes e que às vezes diferiam das massas atômicas relativas por um fator inteiro), que perdurariam durante grande parte do século XIX.

Jöns Jacob Berzelius (1779-1848) foi fundamental na determinação das massas atômicas relativas com uma precisão cada vez maior. Ele também foi o primeiro químico a usar o oxigênio como o padrão ao qual outras massas foram encaminhadas. O oxigênio é um padrão útil, pois, ao contrário do hidrogênio, ele forma compostos com a maioria dos outros elementos, especialmente metais . No entanto, ele escolheu fixar a massa atômica do oxigênio como 100, o que não pegou.

Charles Frédéric Gerhardt (1816–56), Henri Victor Regnault (1810–78) e Stanislao Cannizzaro (1826–1910) expandiram as obras de Berzelius, resolvendo muitos dos problemas de estequiometria desconhecida de compostos, e o uso de massas atômicas atraiu um grande consenso na época do Congresso de Karlsruhe (1860). A convenção voltou a definir a massa atômica do hidrogênio como 1, embora no nível de precisão das medições da época - incertezas relativas em torno de 1% - isso fosse numericamente equivalente ao padrão posterior de oxigênio = 16. No entanto, a conveniência química de ter o oxigênio como o padrão primário de massa atômica tornou-se cada vez mais evidente com os avanços na química analítica e a necessidade de determinações de massa atômica cada vez mais precisas.

O nome mole é uma tradução de 1897 da unidade alemã Mol , cunhada pelo químico Wilhelm Ostwald em 1894 a partir da palavra alemã Molekül ( molécula ). O conceito relacionado de massa equivalente estava em uso pelo menos um século antes.

estandardização

Os desenvolvimentos na espectrometria de massa levaram à adoção do oxigênio-16 como a substância padrão, em vez do oxigênio natural.

A definição do oxigênio-16 foi substituída por uma baseada no carbono-12 durante a década de 1960. A toupeira foi definida pelo Bureau Internacional de Pesos e Medidas como "a quantidade de substância de um sistema que contém tantas entidades elementares quanto átomos em 0,012 quilograma de carbono-12". Assim, por essa definição, um mol de 12 C puro tinha uma massa de exatamente 12  g . As quatro definições diferentes foram equivalentes a 1%.

Base de escala Base de escala em
relação a 12 C = 12
Desvio relativo
da escala 12 C = 12
Massa atômica de hidrogênio = 1 1,00794 (7) -0,788%
Massa atômica de oxigênio = 16 15,99994 (3) + 0,00375%
Massa atômica relativa de 16 O = 16 15.9949146221 (15) + 0,0318%

Uma vez que a definição do grama não estava matematicamente ligada à do dalton , o número de moléculas por mol N A (a constante de Avogadro) teve de ser determinado experimentalmente. O valor experimental adotado pela CODATA em 2010 é N A =(6,02214129 ± 0,00000027) × 10 23  mol −1 . Em 2011, a medição foi refinada para(6,02214078 ± 0,00000018) × 10 23  mol −1 .

A toupeira tornou-se a sétima unidade de base do SI em 1971 pela 14ª CGPM.

2019 redefinição de unidades de base SI

Em 2011, a 24ª reunião da Conferência Geral de Pesos e Medidas (CGPM) concordou com um plano para uma possível revisão das definições da unidade de base do SI em uma data indeterminada.

Em 16 de novembro de 2018, após uma reunião de cientistas de mais de 60 países na CGPM em Versalhes, França, todas as unidades de base do SI foram definidas em termos de constantes físicas. Isso significava que cada unidade do SI, incluindo a toupeira, não seria definida em termos de nenhum objeto físico, mas sim por constantes que são, em sua natureza, exatas.

Essas alterações entraram em vigor oficialmente em 20 de maio de 2019. Após essas alterações, "um mole" de uma substância foi redefinido como contendo "exatamente 6.022 140 76 × 10 23 entidades elementares "dessa substância.

Crítica

Desde sua adoção no Sistema Internacional de Unidades em 1971, surgiram inúmeras críticas ao conceito de toupeira como uma unidade como o metro ou o segundo :

  • o número de moléculas, elétrons, etc. em uma determinada quantidade de material é uma quantidade adimensional que pode ser expressa simplesmente como um número e, portanto, não pode ser associada a uma unidade de base distinta;
  • o mol oficial é baseado em um conceito de continuum desatualizado (não totalmente atomístico) de substância e logicamente não pode se aplicar a elétrons ou íons dissolvidos, uma vez que não há elétron ou substância de íon dissolvido;
  • a mola termodinâmica SI é irrelevante para a química analítica e pode causar custos evitáveis ​​para economias avançadas;
  • a toupeira não é uma verdadeira unidade métrica (ou seja, medição), mas sim uma unidade paramétrica , e a quantidade de substância é uma quantidade de base paramétrica ;
  • o SI define números de entidades como grandezas de dimensão um e, portanto, ignora a distinção ontológica entre entidades e unidades de grandezas contínuas .

Na química, sabe-se, desde a lei das proporções definidas de Proust (1794), que o conhecimento da massa de cada um dos componentes de um sistema químico não é suficiente para definir o sistema. A quantidade de substância pode ser descrita como a massa dividida pelas "proporções definidas" de Proust e contém informações que faltam apenas na medição da massa. Conforme demonstrado pela lei das pressões parciais de Dalton (1803), uma medição da massa nem mesmo é necessária para medir a quantidade de substância (embora na prática seja usual). Existem muitas relações físicas entre a quantidade de substância e outras quantidades físicas, a mais notável sendo a lei dos gases ideais (onde a relação foi demonstrada pela primeira vez em 1857). O termo "toupeira" foi usado pela primeira vez em um livro que descreve essas propriedades coligativas .

Unidades semelhantes

Assim como os químicos, os engenheiros químicos usam a unidade molar extensivamente, mas diferentes unidades múltiplas podem ser mais adequadas para uso industrial. Por exemplo, a unidade do SI para volume é o metro cúbico, uma unidade muito maior do que o litro comumente usado no laboratório químico. Quando a quantidade de substância também é expressa em kmol (1000 mol) em processos em escala industrial, o valor numérico da molaridade permanece o mesmo.

Por conveniência em evitar conversões no imperial (ou unidades americanas habituais ), alguns engenheiros adotaram o libra-mol (notação lb-mol ou lbmol ), que é definido como o número de entidades em 12 lb de 12 C. Um lb-mol é igual a453,59237 mol , cujo valor é igual ao número de gramas em uma libra avoirdupois internacional .

No sistema métrico, os engenheiros químicos costumavam usar o quilograma-mol (notação kg-mol ), que é definido como o número de entidades em 12 kg de 12 C, e muitas vezes referido ao mol como o grama-mol (notação g- mol ), ao lidar com dados laboratoriais.

A prática de engenharia química do final do século 20 passou a usar o quilomole (kmol), que é numericamente idêntico ao quilograma-mol, mas cujo nome e símbolo adotam a convenção do SI para múltiplos padrões de unidades métricas - portanto, kmol significa 1000 mol. Isso é equivalente ao uso de kg em vez de g. O uso de kmol não é apenas para "conveniência de magnitude", mas também torna as equações usadas para modelar sistemas de engenharia química coerentes . Por exemplo, a conversão de uma taxa de fluxo de kg / s em kmol / s requer apenas a massa molecular sem o fator 1000, a menos que a unidade SI básica de mol / s fosse usada.

A iluminação da estufa e da câmara de crescimento para plantas às vezes é expressa em micromoles por metro quadrado por segundo, onde 1 mol de fótons = 6,02 × 10 23 fótons.

Dia da Toupeira

23 de outubro, indicado em 23/10 nos EUA, é reconhecido por alguns como o Dia Mole . É um feriado informal em homenagem à unidade entre os químicos. A data é derivada do número de Avogadro, que é aproximadamente6.022 × 10 23 . Começa às 6h02 e termina às 18h02. Alternativamente, alguns químicos celebram 2 de junho ( 02/06 ), 22 de junho ( 22/06 ) ou 6 de fevereiro ( 02/06 ), uma referência à parte 6,02 ou 6,022 da constante.

Veja também

Notas e referências

links externos