Constante de Avogadro

Em química e física, a constante de Avogadro (símbolos: L, N_A) é definida como sendo o número de átomos 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 6,022 140 76 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, cujo 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, um mol de oxigênio (6,022 × 10²³de átomos de O) irá combinar com dois mol de hidrogênio (2 × 6,022 × 10²³ de átomos de H) para fazer um 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 de corrigir precisamente o valor da constante para exatamente 6,022 14 × 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).

A partir do dia 20 de maio de 2019, a constante foi redefinida para ser exatamente 6,022 140 76 x 10²³.^[4]

História

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.^[5] O físico francês Jean Perrin, em 1909, propôs nomear a constante em honra a Avogadro.^[6] 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.^[7]

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.^[8] 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 Avogadro, N_A, por:

n_{0}={\frac {p_{0}N_{\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.^[9]

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.^[10] 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.^[11] A alteração do nome para constante de Avogadro (N_A) 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).^[12]

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).

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

O valor convencional da constante

A constante de Avogadro é reavaliada à medida que novos métodos, mais precisos e exatos, são desenvolvidos. Atualmente, a CODATA (CODATA, 2022)^[13] recomenda o valor para a constante de Avogadro como sendo:

N_{a}=6,\!02214076\cdot 10^{23}

mol

^{-1}

(exatamente)

Este é o melhor valor estimado para esta constante, conhecido também como valor convencional (de uma grandeza)^[14].

Exemplo de cálculo de massa

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

Referências

↑ 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
↑ 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
↑ The International System of Units (SI) (PDF) (em inglês) 8 ed. [S.l.]: Escritório Internacional de Pesos e Medidas. 2006. pp. 114–15. ISBN 92-822-2213-6
↑ Gibney, Elizabeth (16 de novembro de 2018). «Largest overhaul of scientific units since 1875 wins approval». Nature (em inglês). ISSN 0028-0836. doi:10.1038/d41586-018-07424-8. Consultado em 19 de novembro de 2018
↑ 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». Journal de Physique. 73: 58–76
↑ Perrin, Jean (1909). «Mouvement brownien et réalité moléculaire». Annales de chimie et de physique. 18: 1-114
↑ Oseen, C.W. (1926). «Award Ceremony Speech» (em inglês). Nobelprize
↑ Loschmidt, J. (1865). «Zur Grösse der Luftmoleküle». Sitzungsberichte der kaiserlichen Akademie der Wissenschaften Wien. 52: 395–413
↑ Virgo, S.E. (1933). «Loschmidt's Number». Science Progress. 27: 634–49. Arquivado do original em 4 de Abril de 2005
↑ «Introduction to the constants for nonexperts» (em inglês)
↑ Kotz,John C.; Treichel, Paul M. (2008). Chemistry and Chemical Reactivity 7 ed. [S.l.]: Brooks/Cole. ISBN 0-495-38703-7. Arquivado do original em 16 de Outubro de 2008
↑ 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
↑ NIST. Avogadro constant. Disponível em: Fonte: https://physics.nist.gov/cgi-bin/cuu/Value?na. Acesso em: 17 ago. 2024.
↑ INMETRO. Vocabulário internacional de termos fundamentais e gerais de metrologia. Disponível em: <http://www.inmetro.gov.br/inovacao/publicacoes/vim_2012.pdf>. Acesso em: 20 jan. 2020.

[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] The International System of Units (SI) (PDF) (em inglês) 8 ed. [S.l.]: Escritório Internacional de Pesos e Medidas. 2006. pp. 114–15. ISBN 92-822-2213-6

[4] Gibney, Elizabeth (16 de novembro de 2018). «Largest overhaul of scientific units since 1875 wins approval». Nature (em inglês). ISSN 0028-0836. doi:10.1038/d41586-018-07424-8. Consultado em 19 de novembro de 2018

[5] 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». Journal de Physique. 73: 58–76

[Perrin-6] Perrin, Jean (1909). «Mouvement brownien et réalité moléculaire». Annales de chimie et de physique. 18: 1-114

[7] Oseen, C.W. (1926). «Award Ceremony Speech» (em inglês). Nobelprize

[8] Loschmidt, J. (1865). «Zur Grösse der Luftmoleküle». Sitzungsberichte der kaiserlichen Akademie der Wissenschaften Wien. 52: 395–413

[9] Virgo, S.E. (1933). «Loschmidt's Number». Science Progress. 27: 634–49. Arquivado do original em 4 de Abril de 2005

[10] «Introduction to the constants for nonexperts» (em inglês)

[11] Kotz,John C.; Treichel, Paul M. (2008). Chemistry and Chemical Reactivity 7 ed. [S.l.]: Brooks/Cole. ISBN 0-495-38703-7. Arquivado do original em 16 de Outubro de 2008

[12] 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

[13] NIST. Avogadro constant. Disponível em: Fonte: https://physics.nist.gov/cgi-bin/cuu/Value?na. Acesso em: 17 ago. 2024.

[14] INMETRO. Vocabulário internacional de termos fundamentais e gerais de metrologia. Disponível em: <http://www.inmetro.gov.br/inovacao/publicacoes/vim_2012.pdf>. Acesso em: 20 jan. 2020.

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