- História
- Inspirações de Amedeo Avogadro
- Hipótese molecular
- Cinquenta anos depois
- O nascimento do termo
- Em que consiste e unidades
- Atom-grama e molécula-grama
- Massas molares e toupeira
- Como o número de Avogadro é calculado
- Métodos de medição mais precisos
- Formulários
- Exercícios resolvidos
- Exercício 1
- Exercício 2
- Referências
O número de Avogadro é aquele que indica quantas partículas compõem um mol de matéria. É normalmente designado pelo símbolo N A ou L, e tem uma magnitude extraordinária: 6,02 · 10 23, escrito em notação científica; se não for usado, deverá ser escrito por extenso: 602000000000000000000000.
Para evitar e facilitar seu uso, convém referir-se ao número de Avogadro que o chama de toupeira; este é o nome dado à unidade correspondente a tal quantidade de partículas (átomos, prótons, nêutrons, elétrons, etc.). Assim, se uma dúzia corresponde a 12 unidades, uma toupeira abrange N A unidades, simplificando os cálculos estequiométricos.
Número de Avogadro escrito em notação científica. Fonte: PRHaney
Matematicamente, o número de Avogadro pode não ser o maior de todos; mas fora do domínio da ciência, usá-lo para indicar a quantidade de qualquer objeto ultrapassaria os limites da imaginação humana.
Por exemplo, uma toupeira de lápis envolveria a fabricação de 6,02 · 10 23 unidades, deixando a Terra sem seus pulmões de planta no processo. Como este exemplo hipotético, muitos outros são abundantes, o que permite um vislumbre da magnificência e aplicabilidade deste número para quantidades astronômicas.
Se N A ea toupeira referem-se a quantias exorbitantes de qualquer coisa, o quão útil é na ciência? Como disse logo no início: eles permitem que você “conte” partículas muito pequenas, cujos números são incrivelmente vastos mesmo em quantidades insignificantes de matéria.
A menor gota de um líquido contém bilhões de partículas, assim como a quantidade mais ridícula de um determinado sólido que pode ser pesada em qualquer balança.
Não use a notação científica, a toupeira vem em apoio, indicando o quanto, mais ou menos, é uma substância ou composto de N A. Por exemplo, 1 g de prata corresponde a cerca de 9,10 -3 mol; em outras palavras, quase um centésimo de N A (5,6 · 10 átomos de 21 Ag, aproximadamente) “habita” aquele grama.
História
Inspirações de Amedeo Avogadro
Algumas pessoas acreditam que o número de Avogadro foi uma constante determinada por Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro de Quaregna e Cerreto, mais conhecido como Amedeo Avogadro; No entanto, este cientista-advogado, dedicado a estudar as propriedades dos gases, e inspirado pela obra de Dalton e Gay-Lussac não era quem introduziu o N A.
Com Dalton, Amadeo Avogadro aprendeu que as massas de gases se combinam ou reagem em proporções constantes. Por exemplo, uma massa de hidrogênio reage completamente com uma massa de oxigênio oito vezes maior; quando essa proporção não era atendida, um dos dois gases permanecia em excesso.
Com Gay-Lussac, por outro lado, ele aprendeu que os volumes dos gases reagem em uma relação fixa. Assim, dois volumes de hidrogênio reagem com um de oxigênio para produzir dois volumes de água (na forma de vapor, dadas as altas temperaturas geradas).
Hipótese molecular
Em 1811, Avogadro condensou suas idéias para formular sua hipótese molecular, na qual explicava que a distância que separa as moléculas gasosas é constante, desde que a pressão e a temperatura não mudem. Essa distância, então, define o volume que um gás pode ocupar em um recipiente com barreiras expansíveis (um balão, por exemplo).
Assim, dada uma massa de gás A, m A, e uma massa de gás B, m B, m A e m B terão o mesmo volume em condições normais (T = 0ºC e P = 1 atm) se ambos os gases ideais tiverem o mesmo número de moléculas; essa foi a hipótese, hoje lei, de Avogadro.
A partir de suas observações, ele também deduziu que a relação entre as densidades dos gases, novamente A e B, é a mesma de suas massas moleculares relativas (ρ A / ρ B = M A / M B).
Seu maior sucesso foi introduzir o termo 'molécula' como é conhecido hoje. Avogadro tratou o hidrogênio, o oxigênio e a água como moléculas e não como átomos.
Cinquenta anos depois
A ideia de suas moléculas diatômicas encontrou forte resistência entre os químicos no século XIX. Embora Amadeo Avogadro lecionasse física na Universidade de Torino, seu trabalho não foi muito bem aceito e, à sombra de experimentos e observações de químicos mais renomados, sua hipótese foi enterrada por cinquenta anos.
Mesmo a contribuição do conhecido cientista André Ampere, que apoiou a hipótese de Avogadro, não foi suficiente para que os químicos a considerassem seriamente.
Foi somente no Congresso de Karlsruhe, Alemanha, em 1860, que o jovem químico italiano Estanislau Cannizzaro resgatou o trabalho de Avogadro em resposta ao caos devido à falta de massas atômicas sólidas e confiáveis e equações químicas.
O nascimento do termo
O que é conhecido como 'número de Avogadro' foi introduzido pelo físico francês Jean Baptiste Perrin, quase cem anos depois. Ele determinou uma aproximação de N A por meio de vários métodos de seu trabalho sobre o movimento browniano.
Em que consiste e unidades
Atom-grama e molécula-grama
O número de Avogadro e a toupeira estão relacionados; no entanto, o segundo existia antes do primeiro.
Conhecendo as massas relativas dos átomos, a unidade de massa atômica (amu) foi introduzida como um duodécimo de um átomo de isótopo de carbono 12; aproximadamente a massa de um próton ou nêutron. Dessa forma, o carbono era conhecido por ser doze vezes mais pesado do que o hidrogênio; o que significa que 12 C pesa 12u e 1 H pesa 1 u.
No entanto, quanta massa alguém realmente iguala? Além disso, como seria possível medir a massa dessas pequenas partículas? Então surgiu a ideia do átomo e da molécula de gram, que mais tarde foram substituídos pela toupeira. Essas unidades conectaram convenientemente o grama com o amu da seguinte forma:
12 g 12 C = N ma
Um número de 12 átomos C N, multiplicado por sua massa atômica, dá um valor numericamente idêntico à massa atômica relativa (12 amu). Portanto, 12 g de 12 C equivalem a um átomo de grama; 16 g de 16 O, para um átomo de grama de oxigênio; 16 g de CH 4, uma molécula de grama de metano e assim por diante com outros elementos ou compostos.
Massas molares e toupeira
O átomo de grama e a molécula de grama, em vez de unidades, consistiam nas massas molares dos átomos e moléculas, respectivamente.
Assim, a definição de mole passa a ser: a unidade designada pelo número de átomos presentes em 12 g de carbono 12 puro (ou 0,012 Kg). E, entretanto, tornou-se denotado N N A.
Assim, o número de Avogadro consiste formalmente no número de átomos que compõem 12 g de carbono 12; e sua unidade é a mole e seus derivados (kmol, mmol, lb-mole, etc.).
As massas molares são massas moleculares (ou atômicas) expressas como uma função de moles.
Por exemplo, a massa molar de O 2 é 32g / mol; ou seja, um mol de moléculas de oxigênio tem massa de 32 ge uma molécula de O 2 tem massa molecular de 32 u. Da mesma forma, a massa molar de H é 1g / mol: um mole de átomos de H tem uma massa de 1 ge um átomo de H tem uma massa atômica de 1 u.
Como o número de Avogadro é calculado
Quanto custa uma toupeira? Qual é o valor de N A para que as massas atômica e molecular tenham o mesmo valor numérico que as massas molares? Para descobrir, a seguinte equação deve ser resolvida:
12 g 12 C = N A ma
Mas mamãe tem 12 anos.
12 g 12 C = N A 12uma
Se você sabe quanto vale um amu (1.667 10 -24 g), você pode calcular diretamente N A:
N A = (12g / 2 · 10 -23 g)
= 5.998 10 23 átomos de 12 C
Este número é idêntico ao apresentado no início do artigo? Não. Enquanto decimais jogar contra, não são muitos cálculos mais precisos para determinar N A.
Métodos de medição mais precisos
Se a definição de um mol, especialmente um mol de elétrons e a carga elétrica que eles carregam (aproximadamente 96.500 C / mol) é conhecida anteriormente, conhecendo a carga de um elétron individual (1.602 × 10 −19 C), podemos calcule N A também desta forma:
N A = (96500 C / 1,602 × 10 −19 C)
= 6,0237203 10 23 elétrons
Este valor parece ainda melhor.
Outra forma de cálculo consiste em técnicas cristalográficas de raios X, utilizando uma esfera de silício ultra-puro de 1 kg. Para isso, utiliza-se a fórmula:
N A = n (V u / V m)
Onde n é o número de átomos presentes na célula unitária de um cristal de silício (n = 8), e V u e V m são os volumes da célula unitária e molar, respectivamente. Conhecendo as variáveis do cristal de silício, o número de Avogadro pode ser calculado por este método.
Formulários
O número de Avogadro permite, em essência, expressar as quantidades abismais de partículas elementares em gramas simples, que podem ser medidas em balanços analíticos ou rudimentares. Não só isso: se uma propriedade atômica é multiplicada por N A, sua manifestação será obtida em escalas macroscópicas, visíveis no mundo e a olho nu.
Portanto, e com razão, esse número funciona como uma ponte entre o microscópico e o macroscópico. Muitas vezes é encontrada principalmente na físico-química, ao tentar vincular o comportamento de moléculas ou íons com o de suas fases físicas (líquida, gasosa ou sólida).
Exercícios resolvidos
Cálculos na secção de dois exemplos de exercícios usando N foram dirigidas para. Em seguida, prosseguiremos para resolver outros dois.
Exercício 1
Qual é a massa de uma molécula de H 2 O?
Se a sua massa molar é conhecida por ser 18 g / mol, em seguida, uma mole de H 2 O moléculas tem uma massa de 18 gramas; mas a pergunta se refere a uma molécula individual, sozinha. Para então calcular sua massa, os fatores de conversão são usados:
(18g / mol H 2 O) · (mol H 2 O / 6,02 · 10 23 moléculas de H 2 O) = 2,99 · 10 -23 g / molécula de H 2 O
Ou seja, uma molécula de H 2 O tem massa de 2,99 · 10 -23 g.
Exercício 2
Quantos átomos de disprósio metálico (Dy) conterão um pedaço com massa de 26 g?
A massa atômica do disprósio é 162,5 u, igual a 162,5 g / mol usando o número de Avogadro. Novamente, procedemos com os fatores de conversão:
(26 g) · (mol Dy / 162,5g) · (6,02 · 10 23 átomos Dy / mol Dy) = 9,63 · 10 22 átomos Dy
Este valor é 0,16 vezes menor que N A (9,63 · 10 22 / 6,02 · 10 23) e, portanto, a referida peça tem 0,16 moles de disprósio (também pode ser calculado com 26/162, 5).
Referências
- Wikipedia. (2019). Constante de Avogadro. Recuperado de: en.wikipedia.org
- Atteberry Jonathan. (2019). Qual é o número de Avogadro? Como as coisas funcionam. Recuperado de: science.howstuffworks.com
- Ryan Benoit, Michael Thai, Charlie Wang e Jacob Gomez. (02 de maio de 2019). A constante de Mole e Avogadro. Chemistry LibreTexts. Recuperado de: chem.libretexts.org
- Dia da Toupeira. (sf). A história do número de Avogadro: 6,02 vezes 10 elevado a 23 rd. Recuperado de: moleday.org
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (6 de janeiro de 2019). Determinação experimental do número de Avogadro. Recuperado de: Thoughtco.com
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- George M. Bodner. (16 de fevereiro de 2004). Como o número de Avogadro foi determinado? Americano científico. Recuperado de: scientificamerican.com