Constante de Avogadro

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Em química e física, a constante de Avogadro (símbolos: L, NA) é definida como sendo o número de partículas constituintes (normalmente átomos ou moléculas) por mol de uma determinada substância, em que o mol é uma das sete unidades básicas do Sistema Internacional de Unidades (SI). A constante de Avogadro tem dimensões de mol recíprocas e seu valor é igual a 6,02214129 x 1023 mol−1.[1] [2]

As definições anteriores de quantidade química envolveram o número de Avogadro, um termo histórico intimamente relacionado com a constante de Avogadro, porém definido de maneira diferente: o número de Avogadro foi inicialmente conceituado por Jean Baptiste Perrin como o número de átomos em um grama por molécula de hidrogênio. Depois, foi redefinido como o número de átomos em 12 gramas do isótopo de carbono-12 e, mais tarde, generalizado para relacionar quantidades de uma substância com o seu peso molecular.[3] Por exemplo, um grama de hidrogênio, o qual o número de massa é igual a 1 (número atômico 1), tem 6.022 × 1023 átomos de hidrogênio. Do mesmo modo, 12 gramas de carbono-12, com o número de massa igual a 12 (número atômico 6), tem o mesmo número de átomos, 6.022 × 1023. O número de Avogadro é uma quantidade dimensional e tem o valor numérico da constante de Avogadro dada em unidades básicas.

A constante de Avogadro é fundamental para entender a composição das moléculas e suas interações e combinações. Por exemplo, uma vez que um átomo de oxigênio irá combinar com dois átomos de hidrogênio para formar uma molécula de água (H2O), percebe-se que, analogicamente, uma mol de oxigênio (6.022 × 1023 de átomos de O) irá combinar com duas mol de hidrogênio (2 × 6.022 × 1023 de átomos de H) para fazer uma mol de H2O.

Revisões no conjunto das unidades básicas do SI exigiram redefinições nos conceitos de quantidade química. Assim, o número de Avogadro e sua definição, foram preteridos em favor da constante de Avogadro e sua definição. Alterações nas unidades do SI são propostas a fim corrigir precisamente o valor da constante para exatamente 6.022 14X × 1023 (expressa na unidade mol−1, ver as novas definições do SI, em que um "X " no final de um número significa um ou mais dígitos finais ainda a serem estabelecidos).

História[editar | editar código-fonte]

A constante de Avogadro foi assim nomeada no início do século XIX, pelo cientista italiano Amedeo Avogadro, que em 1811 havia proposto pela primeira vez que o volume de gás (a uma dada pressão e temperatura) é proporcional ao número de átomos ou moléculas, independentemente da natureza desse gás.[4] O físico francês Jean Perrin, em 1909, propôs nomear a constante em honra a Avogadro.[5] Perrin ganhou o Prêmio Nobel de Física, devido, em grande parte, a seu trabalho na determinação da constante de Avogadro por meio de vários métodos diferentes.[6]

O valor da constante de Avogadro foi indicado, primeiramente, por Johann Josef Loschmidt que, em 1865, estimou que o diâmetro médio das moléculas de ar é equivalente a calcular o número de partículas de um determinado volume de gás.[7] Esse último valor, o número n_0 da densidade das partículas em um gás ideal, é chamado de constante de Loschmidt (em sua homenagem), e está relacionada com a constante de Avogrado, NA, por:

n_0 = \frac{p_0N_{\rm A}}{RT_0}

onde p0 é a pressão, R é o gás constante e T0 é a temperatura absoluta. A ligação com Loschmidt é dada pela raiz do símbolo L, muitas das vezes utilizado para a constante de Avogadro, e que, na literatura alemã, pode se referir, pelo mesmo nome, a ambas constantes, distinguindo-se apenas pelas unidades de medida.[8]

Determinações precisas do número de Avogadro requererem a medição de uma única quantidade em ambas as escalas, atômicas e macroscópicas, usando a mesma unidade de medição. Isso se tornou possível quando, em 1910, o físico americano Robert Millikan mediu a carga de um elétron. A carga elétrica por mol de elétrons é uma constante chamada de constante de Faraday, e é conhecida desde 1834, quando Michael Faraday publicou seus trabalhos sobre eletrólise. Ao dividir a carga de um mol de elétrons pela carga de um único elétron, o valor obtido é o número de Avogadro.[9] Desde 1910, novos cálculos têm determinado com mais precisão os valores para a constante de Faraday e para a carga elementar.

Perrin, originalmente, propôs o nome, número de Avogadro (N), para se referir à quantidade de moléculas contidas em um mol de oxigênio (exatamente 32 g de oxigênio, de acordo com as definições do período), e este termo ainda é amplamente utilizado, especialmente em trabalhos preliminares.[10] A alteração do nome para constante de Avogadro (NA) veio com a introdução do mol como uma unidade básica no Sistema Internacional de Unidades (SI) em 1971, que reconheceu a quantidade de substância como uma análise dimensional independente. Com esse reconhecimento, a constante de Avogadro era não mais um número puro, mas uma unidade de medida, o mol recíproco (mol−1).[11]

Embora seja raro usar outras unidades de quantidade de substância que não sejam o mol, a constante de Avogadro também pode ser expressa em outras unidades, como a libra mol (lb-mol) e a lince mol (oz-mol).

NA = 2.73159757 × 1026 (lb-mol)−1 = 1.707248479 x 1025 (oz-mol)−1

O valor da constante[editar | editar código-fonte]

A constante de Avogadro é reavaliada à medida que novos métodos, mais precisos e exatos, são desenvolvidos. Atualmente, a CODATA (CODATA, 2010)[12] recomenda o valor para a constante de Avogadro como sendo:

N_a = 6,022 \quad 141 \quad 29(27) \times 10^{23} \quad mol^{-1} (notação concisa)
ou
N_a = (6,022 \quad 141 \quad 29 \pm 0,000 \quad 000 \quad 27) \quad \times 10^{23} \quad mol^{-1}

Este é o melhor valor estimado para esta constante, conhecido também como valor verdadeiro convencional (de uma grandeza)[13] .

Exemplo de cálculo de massa[editar | editar código-fonte]

Vamos calcular, por exemplo, a massa de um átomo de alumínio em gramas. Consideraremos que o número de Avogadro é N_a = 6 × 1023.

  • Primeiro temos que descobrir a massa molar do átomo de alumínio, que é numericamente igual à massa atômica do alumínio (27 u). Ou seja, M_{Al} = 27 \,\mbox{g/mol}.
  • Sabendo isso, temos que 27 g de alumínio (Al) correspondem a 1 mol de átomos ou 6 × 1023 átomos. Resta descobrir a massa m que corresponde a 1 átomo de alumínio .
  • Tendo isso em vista, concluímos, fazendo uma proporção simples, que m = \frac{27 \,\mbox{g}}{6\cdot 10^{23}} ou m = 4{,}5 \cdot 10^{-23} \,\mbox{g}. Esse resultado é a massa do átomo de alumínio em gramas.

Veja também[editar | editar código-fonte]

Referências

  1. União Internacional de Química Pura e Aplicada, P. Peiser; H. S.. (1992). "Atomic Weight: The Name, Its History, Definition and Units". Pure and Applied Chemistry 64: 1535–43. DOI:10.1351/pac199264101535.
  2. União Internacional de Química Pura e Aplicada, H. P.; International Federation of Clinical Chemistry Committee on Quantities and Units. (1996). "Glossary of Terms in Quantities and Units in Clinical Chemistry (IUPAC-IFCC Recommendations 1996)" 68 (4): 957–1000. DOI:10.1351/pac199668040957.
  3. Título não preenchido. Favor adicionar (em <código de língua não-reconhecido>). 8. ed. [S.l.]: Escritório Internacional de Pesos e Medidas, 2006. 114–15 pp. ISBN 92-822-2213-6. Visitado em 03 de março de 2014.
  4. Avogadro, Amedeo (1811). "Essai d'une maniere de determiner les masses relatives des molecules elementaires des corps, et les proportions selon lesquelles elles entrent dans ces combinaisons" 73: 58–76.
  5. Perrin, Jean (1909). "Mouvement brownien et réalité moléculaire". Annales de chimie et de physique 18: 1-114.
  6. Oseen, C.W. (1926). Award Ceremony Speech (em inglês) Nobelprize.
  7. Loschmidt, J. (1865). "Zur Grösse der Luftmoleküle". Sitzungsberichte der kaiserlichen Akademie der Wissenschaften Wien 52: 395–413.
  8. Virgo, S.E.. (1933). "Loschmidt's Number". Science Progress 27: 634–49.
  9. Introduction to the constants for nonexperts (em inglês).
  10. Kotz,John C.; Treichel, Paul M.. Chemistry and Chemical Reactivity. 7. ed. [S.l.]: Brooks/Cole, 2008. ISBN 0-495-38703-7.
  11. de Bièvre, P.; Peiser, H.S.. (1992). "Atomic Weight'—The Name, Its History, Definition, and Units". Pure and Applied Chemistry 64: 1535–43. DOI:10.1351/pac199264101535.
  12. NIST. Avogadro constant. Disponível em: Fonte: http://physics.nist.gov/cuu/Constants/index.html. Acesso em: 24 jun. 2011.
  13. INMETRO. Vocabulário internacional de termos fundamentais e gerais de metrologia. Disponível em:http://www.materiais.ufsc.br/Disciplinas/metodosmat/vim.pdf. Acesso em: 24 jun. 2011.