Química · 9.ª–12.ª classe

O que é a mole?

  • 9 min de leitura
  • 4 exemplos resolvidos
  • 5 exercícios com solução
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Resposta curta

A mole (símbolo mol) é a unidade SI da grandeza quantidade de matéria. Uma mole de qualquer entidade (átomos, moléculas, iões) contém sempre 6,02 × 1023 dessas entidades, valor chamado constante de Avogadro. A mole funciona como uma «dúzia gigante» que permite contar partículas pesando amostras.

Definição e características

Os átomos e as moléculas são tão pequenos que uma gota de água contém muitos milhares de milhões de milhões de moléculas. Contar uma a uma é impossível, e por isso os químicos criaram uma unidade de contagem, tal como no mercado se vende o ovo «à dúzia» ou o papel «à resma». Essa unidade é a mole.

Definição formal e explicação simples

  • Definição formal: a mole é a quantidade de matéria de um sistema que contém exatamente 6,02214076 × 1023 entidades elementares. No ensino secundário usa-se o valor arredondado 6,02 × 1023.
  • Em palavras simples: 1 mol de qualquer coisa é «6,02 × 1023 unidades dessa coisa». Uma mole de moléculas de água tem 6,02 × 1023 moléculas; uma mole de átomos de ferro tem 6,02 × 1023 átomos.

Constante de Avogadro

A constante de Avogadro representa-se por NA e vale 6,02 × 1023 mol-1. A unidade mol-1 significa «por mole». A relação fundamental é:

Número de entidades e quantidade de matéria

N = n × NA ou n = N ÷ NA N = número de entidades (átomos, moléculas, iões) · n = quantidade de matéria, em mol · NA = 6,02 × 1023 mol-1

Características importantes

  • A mole conta entidades, por isso é obrigatório dizer de que entidades se fala: «1 mol de átomos de oxigénio» (O) não é o mesmo que «1 mol de moléculas de oxigénio» (O2).
  • A mole liga o mundo microscópico ao mundo que se pesa: 1 mol de uma substância tem uma massa em gramas igual ao valor numérico da sua massa molecular relativa. Por exemplo, 1 mol de H2O tem massa 18 g. Este tema é tratado em pormenor no artigo sobre massa molar.
  • «Mole» é o nome da unidade e «quantidade de matéria» é o nome da grandeza, tal como «metro» é a unidade e «comprimento» é a grandeza.

Exemplos do quotidiano

Imagine que no mercado do Roque Santeiro vende ovos em caixas de uma dúzia. Dizer «3 dúzias» é o mesmo que dizer 36 ovos. Da mesma forma, dizer «3 mol de moléculas de água» é o mesmo que dizer 3 × 6,02 × 1023 moléculas. A diferença é o tamanho do número: uma mole é tão grande que 1 mol de grãos de areia cobriria uma enorme região do planeta, e por isso só faz sentido para partículas minúsculas.

Outra comparação útil: 1 mol de moléculas de água (18 g) cabe numa colher de sopa grande, e 1 mol de átomos de ferro (56 g) é um pequeno pedaço de metal na palma da mão. Essas amostras contêm o mesmo número de entidades, 6,02 × 1023.

Como aparece nos exames

Os exercícios sobre a mole pedem quase sempre uma de três tarefas: (1) passar de n para N, multiplicando por NA; (2) passar de N para n, dividindo por NA; (3) contar átomos dentro de moléculas, usando o índice de cada elemento na fórmula.

Exemplos resolvidos

Exemplo 1 — De mol para número de moléculas

Enunciado: Quantas moléculas existem em 0,5 mol de moléculas de água?

Resolução:

  1. A relação é N = n × NA.
  2. N = 0,5 × 6,02 × 1023 = 3,01 × 1023.

Resposta: 0,5 mol contém 3,01 × 1023 moléculas. Verificação: meia mole tem metade de 6,02 × 1023, ou seja 3,01 × 1023.

Exemplo 2 — De número de partículas para mol

Enunciado: Uma amostra de açúcar contém 3,01 × 1022 moléculas. Qual é a quantidade de matéria?

Resolução:

  1. A relação é n = N ÷ NA.
  2. n = 3,01 × 1022 ÷ 6,02 × 1023 = 0,05.

Resposta: n = 0,05 mol. Verificação: 0,05 × 6,02 × 1023 = 3,01 × 1022.

Exemplo 3 — Contar átomos dentro de moléculas

Enunciado: Quantos átomos existem em 2 mol de CO2?

Resolução:

  1. Cada molécula de CO2 tem 3 átomos (1 de carbono e 2 de oxigénio).
  2. Quantidade de átomos: 2 mol × 3 = 6 mol de átomos.
  3. N = 6 × 6,02 × 1023 = 36,12 × 1023 = 3,612 × 1024.

Resposta: 3,612 × 1024 átomos. Verificação: o número de moléculas é 2 × 6,02 × 1023 = 1,204 × 1024, e 3 × 1,204 × 1024 = 3,612 × 1024.

Exemplo 4 — Nível de exame: da contagem à massa

Enunciado: Uma amostra de oxigénio gasoso (O2) tem 1,806 × 1024 moléculas. Calcule a quantidade de matéria e a massa da amostra. Massa atómica do O: 16.

Resolução:

  1. n = 1,806 × 1024 ÷ 6,02 × 1023 = 3 mol.
  2. A massa molar do O2 é 2 × 16 = 32 g/mol.
  3. m = n × M = 3 × 32 = 96 g.

Resposta: n = 3 mol e m = 96 g. Verificação: 96 ÷ 32 = 3 mol.

Erros frequentes

  • Dizer «uma mole de oxigénio» sem indicar a entidade. Escreva «mol de átomos de O» ou «mol de moléculas de O2»; a contagem de átomos é o dobro no segundo caso.
  • Esquecer a atomicidade ao contar átomos: em 1 mol de H2O há 1 mol de moléculas, mas 3 mol de átomos.
  • Confundir mole com massa. A mole conta partículas; 1 mol de ferro e 1 mol de água têm o mesmo número de entidades, mas massas muito diferentes (56 g e 18 g).
  • Trocar a operação: multiplicar por NA quando se pretende dividir. Pense: o número de partículas é sempre um valor gigante, e o número de mol é um valor pequeno.
  • Errar nas potências de dez, por exemplo somar expoentes quando se divide. Em 1022 ÷ 1023 subtraem-se os expoentes.
  • Pensar que a mole só serve para gases. Serve para qualquer entidade: sólidos, líquidos, iões, eletrões.

Exercícios propostos

Tente resolver primeiro no caderno; depois confira.

1Exercício 1

Quantos átomos existem em 0,1 mol de átomos de sódio?

Ver dica

Use N = n × NA.

Ver solução

N = 0,1 × 6,02 × 1023 = 6,02 × 1022 átomos.

2Exercício 2

Uma amostra de ferro tem 1,204 × 1024 átomos. Quantas moles de átomos de ferro são?

Ver solução

n = 1,204 × 1024 ÷ 6,02 × 1023 = 2 mol. Verificação: 2 × 6,02 × 1023 = 1,204 × 1024.

3Exercício 3

Em 4 mol de amoníaco, NH3, calcule (a) o número de moléculas e (b) o número total de átomos.

Ver dica

Cada molécula de NH3 tem 1 átomo de N e 3 de H.

Ver solução

(a) N = 4 × 6,02 × 1023 = 2,408 × 1024 moléculas. (b) Cada molécula tem 4 átomos, logo há 4 × 4 = 16 mol de átomos. N = 16 × 6,02 × 1023 = 96,32 × 1023 = 9,632 × 1024 átomos.

4Exercício 4

1 mol de O2 e 1 mol de H2O têm o mesmo número de moléculas? E o mesmo número de átomos?

Ver solução

Têm o mesmo número de moléculas, 6,02 × 1023, porque ambas são 1 mol. Mas o número de átomos é diferente: o O2 tem 2 átomos por molécula (2 mol de átomos) e a H2O tem 3 (3 mol de átomos). Logo, a H2O tem mais átomos.

5Exercício 5

Uma amostra de água tem 9,03 × 1023 moléculas. Calcule a quantidade de matéria de moléculas e o número de átomos de hidrogénio presentes.

Ver dica

Cada molécula de H2O contém 2 átomos de H.

Ver solução

n = 9,03 × 1023 ÷ 6,02 × 1023 = 1,5 mol de moléculas. Átomos de H: 2 × 1,5 = 3 mol. N(H) = 3 × 6,02 × 1023 = 18,06 × 1023 = 1,806 × 1024 átomos de H.

Perguntas frequentes

Qual é a diferença entre mole e molécula?

A molécula é uma entidade concreta, formada por átomos ligados. A mole é uma quantidade: o número 6,02 × 1023, aplicado a moléculas, átomos ou iões. Podemos ter uma mole de moléculas, mas uma molécula nunca é uma mole.

Onde se aplica a mole na prática?

Na preparação de soluções em laboratório, nas receitas industriais (quanto reagente usar para obter determinada quantidade de produto) e nos cálculos estequiométricos. Quando se mede o sal para uma solução, o que interessa é o número de partículas, e a mole permite chegar a ele a partir da massa.

Porque é que o número de Avogadro é tão grande?

Porque os átomos são extremamente pequenos. Para obter uma amostra que se consiga pesar (da ordem de gramas) são precisos muitíssimos átomos, e a constante de Avogadro foi escolhida para que a massa em gramas de 1 mol seja um número fácil de manusear.

Que erros os estudantes cometem sobre a mole?

Os mais comuns são confundir mole com massa, esquecer de indicar se se trata de átomos ou moléculas e trocar a multiplicação pela divisão por NA. Veja a secção «Erros frequentes».

Resumo

  • A mole é a unidade SI de quantidade de matéria, símbolo mol.
  • 1 mol contém 6,02 × 1023 entidades; este número é a constante de Avogadro, NA.
  • N = n × NA e n = N ÷ NA.
  • Indique sempre a entidade contada (átomos, moléculas, iões) e use a fórmula química para contar átomos.
  • A mole liga o número de partículas à massa através da massa molar (m = n × M).

Onde aprofundar

  • O manual de Química da sua classe e o programa oficial (INIDE / Ministério da Educação de Angola) — confirme a edição em vigor.
  • O manual aberto OpenStax Chemistry (em inglês), capítulo sobre medidas e mole.
  • A página sobre o Sistema Internacional de Unidades do Bureau Internacional de Pesos e Medidas (BIPM), para a definição oficial da mole.

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