O que é uma mole?
Átomos e moléculas reagem um a um, mas ninguém os consegue contar um a um. A mole é a unidade de contagem da química — uma dúzia, ampliada para 6,022×1023 unidades (número de Avogadro, NA), definido exatamente desde a revisão do SI de 2019. O seu truque: um átomo de carbono pesa 12,011 unidades de massa atómica, e uma mole de átomos de carbono pesa 12,011 gramas — os mesmos algarismos, mudando apenas as unidades. Assim, a massa molar (g/mol) converte instantaneamente entre a massa na balança e o número de partículas que reagem, que é todo o negócio da estequiometria.
A regra a reter: uma mole conta partículas, não massa. Uma mole de qualquer substância contém o mesmo número de moléculas — mas os seus pesos são tão diferentes como as próprias substâncias.
A tabela periódica é um catálogo de massas
Cada célula da tabela periódica indica a massa atómica média de cada elemento; somando-as por unidade de fórmula obtém-se a massa molar. O exemplo, Ca3(PO4)2 (fosfato de cálcio), analisa-se como 3 Ca + 2 P + 8 O = 3(40,078) + 2(30,974) + 8(15,999) = 310,174 g/mol, e o painel discrimina a contribuição em gramas de cada elemento. Os parênteses multiplicam tudo o que têm no interior, e o ponto em CuSO4·5H2O acrescenta cinco moléculas de água de cristalização — ambos tratados pelo mesmo analisador. Contar as moléculas de água é importante: CuSO4·5H2O dá ≈ 249,7 g/mol, não ≈ 159,6.
Composição percentual
Ao dividir a contribuição mássica de cada elemento pela massa molar, obtém-se a sua percentagem em massa — o número que um rótulo nutricional ou um saco de fertilizante indica (“Fonte de P2O5, 20% P”). A água é o exemplo clássico: o H contribui com 2(1,008) = 2,016 g e o O com 15,999 g em cada 18,015 g, pelo que a água tem 11,19% de hidrogénio e 88,81% de oxigénio em massa — um lembrete de que “sobretudo hidrogénio” em número de átomos é muito diferente em peso.
Fórmula empírica vs. fórmula molecular
Uma fórmula empírica é a razão mais simples, em números inteiros, entre os átomos (CH2O); uma fórmula molecular é a contagem real na molécula (C6H12O6, glicose — seis cópias da mesma razão). A análise por combustão fornece percentagens em massa, e a sua conversão passa pelas moles: os 40,00% de C, 6,71% de H e 53,29% de O da amostra tornam-se 3,330 : 6,657 : 3,331 mol, que se reduzem a uma razão limpa de 1 : 2 : 1 — CH2O, com massa empírica de 30,026 g/mol. Para passar da fórmula empírica à molecular é preciso a massa molar: n = 180,16 ÷ 30,026 = 6,000, pelo que a molécula é (CH2O)6. Muitas substâncias (água, amoníaco, CO2) já têm n = 1, caso em que as duas fórmulas coincidem.
Gramas, moles, partículas
O painel Mole/Grama/Partícula percorre o triângulo completo de uma só vez: a amostra converte 18,015 g de água em exatamente 1,000000 mol e 6,022×1023 moléculas — e, como cada H2O tem três átomos, 1,807×1024 átomos. Este triângulo é o motor de todos os problemas de estequiometria da página Balanceador de equações e de todas as molaridades da página Soluções.
Ideias erradas comuns
- Uma mole de qualquer coisa pesa aproximadamente o mesmo. A mole conta partículas; uma mole de H2 tem 2 g, uma mole de ouro tem 197,0 g — mesmo número, massas muito diferentes.
- As percentagens convertem-se diretamente em índices. Têm de passar primeiro pela divisão pela massa atómica (moles) — os 6,71% de hidrogénio contribuem com mais átomos do que os 53,29% de oxigénio precisamente porque os átomos de H são tão leves.
- A fórmula molecular é sempre uma versão maior da empírica. Só quando n > 1. Para H2O as duas são idênticas, e o caso n = 1,000 do painel molecular é rotineiro.
- As massas atómicas são números inteiros exatos vezes a u.m.a. Os valores indicados são médias ponderadas pela abundância dos isótopos — os 35,45 g/mol do cloro são a mistura de 35-Cl e 37-Cl.
Ferramentas relacionadas: Tabela periódica (as massas atómicas que esta página soma), Balanceador de equações (estequiometria construída sobre a mole) e Soluções (moles por litro).
