Quantidade de substância

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Referência : Lima, L.S., (2015) Quantidade de substância, Rev. Ciência Elem., V3(3):183
Autor: Luis Spencer Lima
Editor: Jorge Gonçalves
DOI: [http://doi.org/10.24927/rce2015.183]


A quantidade de substância (símbolo n), quantidade química ou quantidade de matéria nas Normas Portuguesas, é uma das sete grandezas fundamentais do Sistema Internacional de Unidades (SI). A mole (símbolo mol) é a unidade de quantidade de substância - The words 'of substance' may be replaced by the specification of the entity, for example: amount of chlorine atoms, n_{\text{Cl}}, amount of chlorine molecules, n_{\text{Cl}_2} .[1]


Uma mole representa a quantidade de substância de um sistema que contém tantas entidades elementares como o número de átomos existentes em 0,012 kg de carbono-12 (12C)*. A natureza das entidades elementares (átomos, moléculas, iões, electrões, neutrões, etc) tem sempre de ser especificada.


Esse número de átomos por mole é designado por constante de Avogadro, cujos símbolos são NA ou L, e é igual a 6,022 141 79 \times 1023 mol-1. Assim, em 12 g de 12C existem 6,022 141 79 \times 1023 átomos de 12C ou 1 mol de átomos de 12C.


A partir do conhecimento da quantidade de substância (número de moles de determinadas entidades elementares.) existentes numa dada porção de matéria, é possível calcular o número de entidades presentes, N. O número de entidades elementares, N, obtem-se multiplicando a quantidade de substância, n (número de moles) pelo número de entidades elementares existentes por mole (Constante de Avogadro) NA:


N=nN_\text{A}      ou      n=\frac{N}{N_\text{A}}                               (1)


O conceito de quantidade de substância (quantidade de matéria), bem como da sua unidade, a mole, foi evoluindo ao longo das décadas desde o século XVIII. O primeiro registo escrito do termo “mole” para designar quantidade de substância data de 1893, tendo como autor o químico alemão Wilhem Ostwald. Foram várias as descobertas e avanços científicos no domínio atómico nas décadas seguintes, até que, entre 1959 e 1960, as organizações IUPAP (União Internacional de Física Pura e Aplicada) e a IUPAQ (União Internacional de Química Pura e Aplicada) chegaram a acordo e adoptaram a actual definição de mole. Curiosamente, só após o ano de 1969 é que se passou a utilizar a designação “quantidade de substância” para o número de entidades elementares existentes numa porção de matéria. Até essa data, a quantidade era referida simplesmente como “número de moles”.[1] Finalmente, foi em 1972 que a unidade mole foi aprovada como unidade SI de quantidade de substância.[2]


A quantidade de substância existente numa porção de matéria com a massa m obtem-se dividindo m pela massa de cada mole da substância (massa molar), M:

\(n=\frac{m}{M}\)                               (2)


A massa molar é numericamente igual à massa atómica relativa (de um elemento) ou massa molecular relativa (de um composto) e tem como unidades g\cdotmol-1. Se se considerar a água como exemplo, a sua massa molar é calculada a partir das massas molares dos átomos constituintes


\(M \left(\text{H}_2 \text{O} \right) = 2 \times M \left(\text{H} \right) + M \left( \text{O} \right) = 2 \times 1,008 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1} + 15,9994 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1} = 18,015 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}\)


o que significa que em 18,015 g de água existe 1 mole de moléculas de H2O, 2 moles de átomos de hidrogénio e 1 mole de átomos de oxigénio. O mesmo é dizer que existem 6,022 \times 1023 moléculas de H2O naquela massa, 2\times6,022 \times 1023 átomos de hidrogénio e 6,022 \times 1023 átomos de oxigénio.


Como curiosidade, se se empilhasse 6,022 \times 1023 folhas de papel com 0,1 mm de espessura cada uma, obter-se-ia uma coluna com 6,022 \times 1019 m de altura, um valor cerca de 400 milhões de vezes superior à distância média entre o Sol e o planeta Terra.



* Os átomos de 12C devem estar no seu estado fundamental e não terem qualquer tipo de ligação química entre si



Referências

1. http://goldbook.iupac.org/A00297.html, consultada em 21 de Janeiro de 2010

2. International Bureau of Weights and Measures, 8th ed. (2006) 114–115 (disponível em http://www.bipm.org/utils/common/pdf/si_brochure_8_en.pdf, consultada em 21 de Janeiro de 2010)




Criada em 6 de Março de 2010
Revista em 14 de Julho de 2010
Aceite pelo editor em 13 de Setembro de 2010