INTRODUÇÃO
Com base o tema volume molar, cujo símbolo é Vm, como o próprio nome indica, consiste no volume ocupado por uma mole de um gás, em determinadas condições de pressão e temperatura.
Logo, o volume molar de um gás só varia com as condições de pressão e temperatura.
DESENVOLVIMENTO
Volume Molar de Um Gás
O volume molar de um gás ideal, nas condições normais de pressão e temperatura (PTN), é de 22,4 dm3/mol. Nesse volume existem 6,022 x 1023 partículas.
É possível relacionar-se a quantidade de matéria (n) com o volume (V) de um gás, em determinadas condições de pressão e de temperatura, conhecendo o volume molar (Vm) nessas condições, através da seguinte expressão: n = V/Vm.
É possível relacionar-se a quantidade de matéria (n) com o volume (V) de um gás, em determinadas condições de pressão e de temperatura, conhecendo o volume molar (Vm) nessas condições, através da seguinte expressão: n = V/Vm.
Volume molar é a razão entre o volume e a quantidade de matéria. Equivale ao volume ocupado por 1 mol de entidades elementares (átomos, moléculas, íons, grupos específicos, partículas, etc). A unidade de medida correspondente no SI é o metro cúbico por mol (m3/mol) porém as medidas mais usuais são o centímetro cúbico por mol (cm3/mol), o mililitro por mol (mL/mol) e o litro por mol (L/mol).
Valor verdadeiro convencional para o volume molar
Actualmente o CODATA (CODATA, 2010) [1] recomenda para o volume molar de um gás ideal, os seguintes valores:
Este é o melhor valor estimado para o volume molar, conhecido também como valor verdadeiro convencional (de uma grandeza).
O termo "volume molar" não se limita apenas ao volume ocupado por entidades elementares no estado gasoso, podendo se referir a entidades no estado sólido. Como exemplo, pode-se citar o volume molar do silício .
Chama-se de Volume Molar ao volume ocupado por 1 mol de cada substância. Para sólidos e líquidos o volume molar depende, entre outras coisas, da natureza, da substância, mas para gases ele só dependerá das condições de temperatura e pressão, qualquer que seja a natureza do gás.
Nas condições normais de pressão e temperatura (p = 1 atm ou 760 mmHg e T= 0oC) o volume molar apresenta um valor constante igual a 22,4 litros que é, portanto, o volume ocupado por 1 mol de qualquer gás nas referidas condições.
É importante deixar claro que o valor de 22,4 litros é o volume calculado para gases ideais. Os gases reais apresentam valores próximos de 22,4 litros.
Para se determinar o volume ocupado por 1 mol de H2 nas condições normais de temperatura e pressão em laboratório, utiliza-se do seguinte procedimento:
1. Limpar aproximadamente 0,03 g (precisão 0,1 mg) de Magnésio (em fita) com solução de ácido clorídrico 0,25M (HCl);
2. Montar o esquema de aparelhagem padrão para este método;
3. Colocar a fita de Magnésio (Limpa, sem Óxido) em um tubo de Ensaio e tampá-lo com uma tampa de borracha com uma saída (para conexão de vidro) ao centro;
4. Mergulhar uma proveta 100 ml de ponta cabeça (invertida) com seu volume completamente preenchido de água dentro de um becher (também com água).
5. Conectar o tubo de ensaio à proveta por meio de conexões de vidro e borracha e com o auxílio de uma seringa;
6. Furar o septo de borracha da tampa do tubo de ensaio e adicionar por este uma solução de ácido clorídrico (HCl a 6,0M). Observe: A reacção do ácido com o magnésio em fita, dando e Hidrogênio (H2) e o borbulhamento deste na proveta;
7. Anote a temperatura ambiente e a pressão atmosférica local;
8. Ao final do experimento (quando basicamente todo o magnésio for consumido) anote o volume de gás hidrogênio obtido.
Considerações quanto ao procedimento de determinação do Volume Molar
A reacção que se dá durante o experimento é classificada como Reacção de Deslocamento e a reacção química que representa este fenômeno estudado está abaixo:
2HCl + Mg => MgCl2 + H2 (liberado)
Precauções
É preciso ter basicamente duas precauções durante o ensaio, sendo:
1. Atenção na inversão da proveta com água, evitando-se a entrada de bolhas de ar para o interior da mesma, comprometendo-se assim, o volume inicial.
2. Cuidado na aplicação de ácido clorídrico 6,0 M (HCl) pelo septo do tubo de ensaio, evitando a fonte de erro por "lançamento de bolhas de ar atmosférico" do tubo de ensaio para a proveta.
A massa molecular de uma substância é a massa de uma molécula dessa substância relativa à unidade de massa atômica u (igual a 1/12 da massa do isótopo carbono-12, 12C). Formalmente deve ser chamadamassa molecular relativa devido a esta relação. O termo peso molecular (abreviatura: MW, do inglêsmolecular weight) é também usado para designar esta propriedade, embora tenda a cair em desuso.
Cálculo da massa molecular
O cálculo teórico da massa molecular faz-se somando as massas atômicas dos átomos que formam a matéria. Por exemplo: a massa atômica do hidrogênio é 1,00784 u e do oxigênio é 15,9994 u; portanto, a massa molecular da água, de fórmula H2O, é (2 × 1,00784 u) + 15,9994 u = 18,01508 u. Uma molécula de água tem então 18,01508 u.
A massa molecular pode ser obtida experimentalmente através da espectrometria de massa. Nesta técnica, a massa de uma molécula é geralmente descrita como a massa da molécula formada por apenas os isótopos mais comuns dos átomos constituintes. Isto deve-se ao facto de a técnica ser suficientemente sensível às diferenças entre isótopos, mostrando então diversas espécies. As massas encontram-se listadas numa tabela isotópica específica, ligeiramente diferente dos valores de massa atómica encontrados numa tabela periódica normal. Isto não se aplica a moléculas maiores (como proteínas) em que é usada a massa molecular média (ou seja, com a contribuição dos diferentes isótopos) pois a probabilidade de encontrar diferentes isótopos do mesmo átomo aumenta com o maior número de átomos da molécula.
Relação entre massa molecular e massa molar
A massa molar corresponde à massa de um mol (uma mole em Portugal) de entidades elementares (átomos, moléculas, íons, grupos específicos, partículas, etc). Desta forma, a massa molar calcula-se como o produto entre a massa molecular e a constante de Avogadro. O valor numérico é o mesmo, porém, a unidade de medida para de unidade de massa atômica (u) para gramas por mol.
Exemplo para uma substâncias composta:
§ Massa molar da água = 18,015 g/mol;
Exemplo para uma substância simples:
§ Massa atômica do sódio = 22,99 u;
§ Massa molar do sódio = 22,99 g/mol;
Um detalhe importante é que 1 mol de diferentes substâncias possui sempre o mesmo número de partículas. No entanto, a massa contida em 1 mol varia consideravelmente entre as substâncias.
Relação entre massa molecular e massa molar
A massa molar corresponde à massa de um mol (uma mole em Portugal) de entidades elementares (átomos, moléculas, íons, grupos específicos, partículas, etc). Desta forma, a massa molar calcula-se como o produto entre a massa molecular e a constante de Avogadro. O valor numérico é o mesmo, porém, a unidade de medida para de unidade de massa atômica (u) para gramas por mol[1].
Exemplo para uma substâncias composta:
§ Massa molar da água = 18,015 g/mol;
Exemplo para uma substância simples:
§ Massa atômica do sódio = 22,99 u;
§ Massa molar do sódio = 22,99 g/mol;
Um detalhe importante é que 1 mol de diferentes substâncias possui sempre o mesmo número de partículas. No entanto, a massa contida em 1 mol varia consideravelmente entre as substâncias.
CONCLUSÃO
Depois de algumas investigações em alguns sites das paginas web conclui que, O volume molar de um gás é o volume ocupado por um mole desse gás, a uma determinada pressão e temperatura, ou seja, o volume é directamente proporcional ao seu número de moles de um gás. Assim, se dobrarmos o número de moles (n) de um gás, seu volume consequentemente dobrará também. Logo, a relação entre o volume e o número de moles é:
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