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 6,022 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 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:

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:

(notação concisa)
ou

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 = 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, .
  • 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 ou . 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. (PDF) (em inglês) 8 ed. Escritório Internacional de Pesos e Medidas [S.l.] 2006. pp. 114–15. ISBN 92-822-2213-6 http://www.bipm.org/utils/common/pdf/si_brochure_8_en.pdf. Consultado em 03 de março de 2014.  Falta o |titulo= (Ajuda)
  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. (2008). Chemistry and Chemical Reactivity 7 ed. Brooks/Cole [S.l.] 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.