O que é o Mol? A unidade de contagem da química

Uma única gota d’água tem cerca de 1,7 × 10²¹ moléculas. Ninguém conta até aí — por isso a química usa uma unidade de contagem feita para átomos: o mol.

Nesta matéria você vai ver o que é o mol, de onde vem o número de Avogadro, como a massa molar transforma gramas em mols e como resolver as conversões que aparecem em toda prova de química.

Uma unidade de contagem, como a dúzia

Uma dúzia é 12, não importa o que se conta: ovos, lápis ou planetas. O mol funciona igual, só que o número é astronomicamente maior. Um mol de átomos de carbono, um mol de moléculas de água e um mol de íons sódio têm o mesmo número de partículas.

O número é enorme porque os átomos são minúsculos. O mol é a quantidade que faz os átomos somarem algo que cabe na mão e pode ser pesado numa balança comum.

O número de Avogadro

A quantidade de partículas em um mol se chama número de Avogadro (ou constante de Avogadro, N_A), em homenagem ao cientista italiano Amedeo Avogadro. Desde a revisão do SI de 2019 é um valor fixo e exato:

Para sentir o tamanho: 6 × 10²³ grãos de areia cobririam um país inteiro com vários metros de altura. Mesmo assim, o mesmo número de átomos de carbono pesa só 12 gramas — um pedacinho de carvão.

Massa molar: gramas por mol

A massa molar (M) é a massa de um mol de uma substância, em gramas por mol (g/mol). Para um elemento, ela é numericamente igual à massa atômica da tabela periódica: o carbono tem 12,011 u, então sua massa molar é 12,011 g/mol.

Para um composto, somam-se as massas molares dos átomos. A água, H₂O, tem dois hidrogênios e um oxigênio:

A calculadora de massa molar faz essa soma para qualquer fórmula, inclusive com parênteses e hidratos, e mostra cada passo.

As três conversões

Quase todo problema de mol é um de três movimentos. Mantenha as unidades à vista e eles nunca dão errado:

• Gramas → mols: n = m ÷ M. 36,0 g de água ÷ 18,02 g/mol = 2,00 mol.
• Mols → gramas: m = n × M. 0,500 mol de NaCl × 58,44 g/mol = 29,2 g.
• Mols → partículas: N = n × N_A. 2,00 mol × 6,022 × 10²³ = 1,20 × 10²⁴ moléculas.

Por que a química precisa do mol

Equações químicas são escritas em partículas: 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O quer dizer que duas moléculas de hidrogênio reagem com uma de oxigênio. No laboratório não dá para pegar moléculas — pesam-se gramas. O mol é a ponte: a mesma equação também se lê “2 mol de H₂ reagem com 1 mol de O₂”, e as massas molares transformam isso em 4,03 g e 32,00 g.

Esse é o coração da estequiometria: prever quanto produto uma reação dá, qual reagente acaba primeiro e quão concentrada é uma solução (a concentração molar é mols por litro).

Uma breve história

• 1811 — Amedeo Avogadro. Propõe que volumes iguais de gases, na mesma temperatura e pressão, têm o mesmo número de partículas.
• 1865 — Josef Loschmidt. Faz a primeira estimativa de quantas moléculas cabem num volume de gás.
• 1909 — Jean Perrin. Mede a constante a partir do movimento browniano e dá a ela o nome de Avogadro (Nobel de 1926).
• 1971 — Unidade de base do SI. O mol vira uma das sete unidades de base, definido por 12 g de carbono-12.
• 2019 — Valor exato. A redefinição do SI fixa N_A em exatamente 6,022 140 76 × 10²³ mol⁻¹.

Equívocos comuns

“Um mol de qualquer substância tem a mesma massa.”

Mesmo número de partículas, massas diferentes. Um mol de gás hidrogênio tem cerca de 2 g; um mol de ouro, cerca de 197 g.

“Mol e molécula são a mesma coisa.”

Uma molécula é uma partícula; um mol são 6,022 × 10²³ delas. Confundir os dois é a fonte mais comum de erros por um fator de 10²³.