Química: Estequiometria: massa, volume, quantidade de substância, número de entidades, massa atômica, massa molecular, massa molar. (Capítulo 2 do livro Cálculos Básicos da Química)

Massa (m) e volume (V)

Toda substância é matéria então é uma massa que ocupa algum espaço. Então, toda substância tem uma certa massa e um certo volume.
Quanto mais massa houver maior será o volume daquela substância. Então existe uma proporção entre massa e volume. Cada substância tem uma certa proporção de massa em relação ao volume que depende da temperatura.

Constantes de proporcionalidade

A densidade (ρ) é a constante que multiplica o volume para dar a massa de uma substância.
Densidade:  m=ρ*V 
O volume específico (v) é a constante que multiplica  a massa para dar o volume da substância.
volume específico: V= m*v
m=massa; V=volume; v=volume específico

Quantidade de substância e massa molar

A "quantidade de substância" antigamente era chamada de "número de mol". Hoje, usamos apenas o mol como unidade de medida e a grandeza é chamada quantidade de substância.

Sabemos que átomos e moléculas são muito pequenos... impossível de ver, pois o tamanho deles é menor que o comprimento de onda da luz visível. Entretanto, podemos medir a massa da matéria que está associada à sua quantidade de átomos e moléculas. 

Se fôssemos escrever quantos átomos temos em um grama de qualquer substância, o resultado seria um número enorme de átomos em 1g. 

Então, criou-se o mol para evitar trabalharmos sempre com números enormes em notação científica. 

Calculou-se então a quantos átomos existiam em 12 gramas de carbono e descobriu-se que 12g de carbono tem 6,022140857(74)  x 10²³ átomos de carbono. Este valor também é conhecido como o número de Avogadro.

Então, foi definido que um mol é igual 6,022140857(74)  x 10²³ entidades que podem ser átomo, moléculas, íons...

O Comitê sobre Dados para a Ciência e Tecnologia (https://physics.nist.gov/cgi-bin/cuu/Value?mm12c|search_for=adopted_in!) adotou que 1mol é igual a 0,012kg de carbono12. Veja que a massa atômica do carbono é 12 g/mol. 

Então, sabemos que em 12g de carbono teremos exatamente 1 mol de átomos de carbono. Assim, 12g de carbono tem 6,022140857(74)  x 10²³ átomos de carbono.

Olhando a tabela periódica podemos ver as massas molares em gramas por mol (g/mol) de cada elemento químico da tabela periódica. 

Assim, 1g de hidrogênio 6,022140857(74)  x 10²³ átomos de hidrogênio, ou seja tem 1 mol de átomos de hidrogênio.

E para termos 6,022140857(74)  x 10²³ átomos de ouro, precisamos de 197,0g de ouro que equivale a 1 mol de ouro, pois a massa molar do ouro é 197,0g/mol. 

Assim, o número de entidades (N) é igual à constante de Avogadro (NA) vezes a quantidade de substância (n).

N=NA * n

A quantidade de substância (n) é medida em mol.

A massa molar (M) é medida em g/mol.

Assim, podemos ver que a massa molar é a quantidade de massa em um mol de substância.

Lembrando do conceito de massa molar fica fácil fazer contas usando análise dimensional, regra de três ou a fórmula (m=n*M).

Na fórmula, podemos ver que mol está dividido por mol, resultando em gramas:

m=n*M   =>    g=mol*g/mol

Volume molar

O mesmo ocorre com o volume molar (V_m), que é o volume de uma entidade que pode ser um átomo, molécula, íon.... Assim, o volume de uma substância é o volume de um mol desta substância vezes a quantidade de substância (n, medido em mol). Como o volume depende da temperatura, o volume molar também depende da temperatura.

V=V_m*n

Massa atômica e massa molecular

Comparando-se a massa dos átomos, criou-se uma unidade que compare as massas relativas dos átomos. Esta unidade foi chamada de massa atômica unificada (u).

A massa atômica é a massa relativa dos átomos e a massa molecular é a soma das massas dos átomos que compõem uma molécula.

Resolução dos exercícios do capítulo 2 do livro abaixo: 

*Cálculos Básicos da Química (2017) 4ª edição, dos autores Romeu C. Rocha-Filho e Roberto Ribeiro da Silva (mais conhecido como Bob).

***Agradecimento especial ao querido professor Roberto Ribeiro da Silva (Bob) por me permitir utilizar seu livro para fazer esta postagem. Obrigada, professor.***