O que é uma toupeira em química?

Mole - Uma Unidade de Medida

ThoughtCo.

UMA toupeira é simplesmente um unidade de medida . Na verdade, é uma das sete unidades básicas do Sistema Internacional de Unidades (SI). As unidades são inventadas quando as unidades existentes são inadequadas. As reações químicas geralmente ocorrem em níveis onde o uso de gramas não faria sentido, mas usar números absolutos de átomos/moléculas/íons também seria confuso. Então, os cientistas inventaram a toupeira para preencher a lacuna entre números muito pequenos e muito grandes.

Aqui está uma olhada no que é um mol, por que usamos moles e como converter entre mols e gramas.

Principais conclusões: toupeira em química

• O mol é uma unidade do SI usada para medir a quantidade de qualquer substância.
• A abreviação de mol é mol.
• Um mol é exatamente 6,02214076×10²³partículas. As 'partículas' podem ser algo pequeno, como elétrons ou átomos, ou algo grande, como elefantes ou estrelas.

O que é uma toupeira?

Como todas as unidades, um mol tem que ser definido ou então baseado em algo reprodutível. A presente definição de mol é definida, mas costumava ser baseada no número de átomos em uma amostra do isótopo carbono-12.

Hoje, um mol é o número de partículas de Avogadro, que é exatamente 6,02214076×10²³. Para todos os propósitos práticos, a massa de um mol de um composto em gramas é aproximadamente igual à massa de uma molécula do composto em daltons.

Originalmente, um mol era a quantidade de qualquer coisa que tivesse o mesmo número de partículas encontradas em 12.000 gramas de carbono-12. Esse número de partículas é Número de Avogadro , que é aproximadamente 6,02 x 10²³. Um mol de átomos de carbono é 6,02x10²³átomos de carbono. Um mol de professores de química é 6,02x10²³professores de química. É muito mais fácil escrever a palavra 'mole' do que escrever '6.02x10²³' sempre que você quiser se referir a um grande número de coisas. Basicamente, é por isso que esta unidade em particular foi inventada.

Por que usamos moles

Por que simplesmente não ficamos com unidades como gramas (e nanogramas e quilogramas, etc.)? A resposta é que os mols nos dão um método consistente para converter entre átomos/moléculas e gramas. É simplesmente uma unidade conveniente para usar ao realizar cálculos. Você pode não achar muito conveniente quando estiver aprendendo a usá-lo, mas uma vez que você se familiarize com ele, um mol será uma unidade tão normal quanto, digamos, uma dúzia ou um byte.

Convertendo mols para gramas

Um dos mais comuns cálculos de química é converter mols de uma substância em gramas. Ao balancear equações, você usará o razão molar entre reagentes e reagentes. Para fazer essa conversão, basta uma tabela periódica ou outra lista de massas atômicas.

Exemplo: Quantos gramas de dióxido de carbono são 0,2 mols de CO_dois?

Procure as massas atômicas de carbono e oxigênio. Este é o número de gramas por um mol de átomos.

O carbono (C) tem 12,01 gramas por mol.
O oxigênio (O) tem 16,00 gramas por mol.

Uma molécula de dióxido de carbono contém 1 átomo de carbono e 2 átomos de oxigênio, então:

número de gramas por mol de CO_dois= 12,01 + [2 x 16,00]
número de gramas por mol de CO_dois= 12,01 + 32,00
número de gramas por mol de CO_dois= 44,01 grama/mol

Simplesmente multiplique esse número de gramas por mol pelo número de mols que você tem para obter a resposta final:

gramas em 0,2 mols de CO_dois= 0,2 mols x 44,01 gramas/mol
gramas em 0,2 mols de CO_dois= 8,80 gramas

É uma boa prática fazer com que certas unidades se cancelem para fornecer a que você precisa. Nesse caso, os mols foram cancelados do cálculo, deixando você com gramas.

Você também podeconverter gramas para mols.

Fontes

• Andreas, Birk; et ai. (2011). 'Determinação da constante de Avogadro contando os átomos em um cristal de 28Si'. Cartas de Revisão Física . 106 (3): 30801. doi:10.1103/PhysRevLett.106.030801
• de Bievre, Paulo; Peiser, H. Stephen (1992). ''Peso Atômico' - O Nome, História, Definição e Unidades'. Química Pura e Aplicada . 64 (10): 1535-43. doi:10.1351/pac199264101535
• Céu Azul, David (1996). Princípios Básicos e Cálculos em Engenharia Química (6 edição). ISBN 978-0-13-305798-0.
• Bureau Internacional de Pesos e Medidas (2006). O Sistema Internacional de Unidades (SI) (8ª edição). ISBN 92-822-2213-6.
• Yunus A. Cengel; Boles, Michael A. (2002). Termodinâmica: Uma Abordagem de Engenharia (8ª edição). TN: McGraw Hill. ISBN 9780073398174.