Cálculos Químicos: Quantidade de uma substância (n), Massa molar de uma substância (M), Relação entre a quantidade de substância (n) e o número de partículas (N)

Cálculos Químicos

Estequiometria é o ramo ou área da Química que trata dos cálculos numéricos aplicados às reações químicas.

A estequiometria é uma área muito importante tanto na indústria como nos laboratórios. É com base nesses cálculos que na saúde, os enfermeiros conseguem prever a quantidade de medicamento que se deve injectar num bebé, diferindo-a da que se aplica a um adulto. Com a estequiometria consegue-se determinar previamente a quantidade de reagentes a usar para obter uma quantidade definida de produto desejado, evitando assim grandes desperdícios das substâncias. Também é possível determinar o grau de pureza das substâncias, etc.

Quantidade de uma substância (n)

No nosso quotidiano, é comum dizer-se: «comprei uma dúzia de ovos» ou «imprimi uma resma de papel». Embora não se tenha referido especificamente ao número ou à quantidade exacta dos ovos e do papel, os termos dúzia e resma deixam claro que são, respectivamente, 12 e 500 unidades.

Para indicar a quantidade de partículas que constituem uma determinada substância, os químicos adoptaram uma representação, em termos numéricos, que permite conhecer o número de átomos e de moléculas que existem ou que constituem uma determinada substância. Essa unidade de contagem é a mole.

A mole é a unidade da quantidade de uma substância.

No Sistema internacional (SI) é representada pelo símbolo mol. A palavra mole provém do latim moles, que significa montão, uma quantidade extremamente grande de partículas.

Tal como a dúzia que equivale a doze unidades, uma mole corresponde a uma quantidade muito grande que é igual a 602 000 000 000 000 000 000 000 partículas. Este valor pode ser representado abreviadamente por 6,02 × 10²³ partículas (átomos, moléculas, etc.) por cada mole. Portanto:

O valor 6,02 × 10²³ indica a quantidade de partículas existente numa mole de qualquer substância.

Em homenagem a Amadeo Avogadro, físico italiano que descobriu este número, este valor é chamado de Constante de Avogadro ou Número de Avogadro (N_A) e representa-se da seguinte forma: N_A= 6,02 × 10²³ partículas/mole.

Sempre que se emprega o termo mole, é necessário especificar o tipo de partículas a que se refere: se é mole de átomos, de moléculas, de iões, de electrões ou de outro tipo de partículas.

Assim,

• 1 mol de átomos contém 6,02 × 10²³ átomos desse elemento químico.
• 1 mol de moléculas contém 6,02 × 10²³ moléculas dessa substância.
• 1 mol de iões contém 6,02 × 10²³ iões dessa substância.

Assim, ao significado do símbolo químico de um elemento ou da fórmula química de uma substância, acrescenta-se o facto do símbolo químico indicar igualmente uma mole de átomos desse elemento químico e a fórmula química indicar também uma mole de moléculas dessa substância.

Desse modo, o símbolo N representa o elemento químico nitrogénio (azoto), um átomo de nitrogénio (azoto) e ainda 1 mol de átomos de nitrogénio (azoto).

A fórmula química H₂O representa a molécula de água, a substância água, bem como 1 mol de moléculas de água.

A representação 4Na representa 4 átomos de sódio e ainda 4 mol de átomos de sódio.

Relação entre a quantidade de substância (n) e o número de partículas (N)

De acordo com o estabelecido por Amadeo Avogadro, sabe-se que 1 mol de qualquer substância contém 6,02 × 10²³ partículas. Quando se pretende conhecer o número de partículas existente em qualquer número de moles, bastará aplicar a regra de três simples, da qual provém a tabela abaixo.

Quantidade da substância, n (mol)	0,5 mol	1 mol	2 mol	3 mol	4 mol
Número de partículas, N (partículas)	3,01 × 1023	6,02 × 1023	12,04 × 1023	18,06 × 1023	24,08 × 1023

Massa molar de uma substância (M)

Massa molar (M) é a massa de uma mole dessa substância ou é o quociente da massa (m) da substância pelo respectivo número de moles (n).

Onde:

• M – massa molar;
• m – massa da substância;
• n – quantidade da substância (número de moles).

No Sistema Internacional (SI), a massa da substância é dada em gramas e a quantidade de subitânea é dada em mole, então, a massa molar tem como unidade gramas por mole e representa-se por g/mol.

Para um átomo, o valor numérico da sua massa molar é igual ao da respectiva massa atómica relativa, mas expressa-se em gramas/mole. Portanto, para ter a massa molar de um átomo bastará consultar o valor da sua massa atómica relativa na tabela das massas atómicas relativas e exprimi-los em g/mol.

Para uma molécula, o valor da sua massa molar é igual à massa molecular dessa substância, dada em g/mol.

Exemplos:

1. M (O) = 16 g/mol – massa molar do átomo de oxigeno é igual a 16 gramas por mole.

2. M (H₂O) = 18 g/mol – massa molar da molécula de água é igual a 18 gramas por mole.

Lembra-te que a massa de uma molécula é o somatório das massas dos átomos que a constituem.

M(H₂O) = 2 × M(H) + 1 × M(O).

M(H₂O) = 2 × 1+1+16. g/mol.

M(H₂O) = 18 g/mol.

Relação entre o número de partículas, a quantidade de substância e a massa

1 mol de uma substância contém 6,02 × 10²³ partículas e equivale à sua massa molar.

1 mol de substância	Contém	No de partículas	e equivale a	Massa molar (g/mol)
Potássio (K)		6,02 × 1023 átomos		39 g/mol
Oxigénio (O2)		6,02 × 1023 moléculas		32 g/mol
Água (H2O)		6,02 × 1023 moléculas		18 g/mol
Dióxido de carbono (CO2)		6,02 × 1023 moléculas		44 g/mol

A relação existente entre estas grandezas permite aos químicos fazer cálculos de diferente natureza, bastando para o efeito a aplicação correcta das equivalências que se estabelecem entre as grandezas. De referir que para fazer qualquer cálculo químico, recomenda-se a observação dos seguintes passos:

• Extrair os dados do problema.
• Fazer a resolução.
• Apresentar a respostar.

Composição percentual das substâncias

Tendo a fórmula química de uma substância, pode-se conhecer a percentagem de participação de cada elemento na substância. Para tal, basta determinar:

• A massa relativa das substâncias.
• A massa de todos os átomos de cada elemento que constitui a substância.
• A percentagem de cada elemento, com base na regra de três simples.

Bibliografia

AFONSO, Amadeu; DOMINGOS, Ernesto. Q8 – Química 8ª Classe. 2ª Edição. Texto Editores, Maputo, 2020.