A identidade de uma substância é definida não só pelos tipos de átomos ou iões que contém, mas também pela quantidade de cada tipo de átomo ou ião. Por exemplo, água, H2O, e peróxido de hidrogénio, H2O2, são semelhantes porque as suas respectivas moléculas são compostas por átomos de hidrogénio e oxigénio. No entanto, como uma molécula de peróxido de hidrogénio contém dois átomos de oxigénio, ao contrário da molécula de água, que tem apenas uma, as duas substâncias apresentam propriedades muito diferentes.
Átomos e moléculas são extremamente pequenos. Portanto, para medir as suas quantidades macroscópicas, é necessária uma unidade científica padrão. O mole é uma unidade de quantidade semelhante a unidades familiares como par, dúzia, bruto, etc. Fornece uma medição específica do número de átomos ou moléculas em uma amostra de matéria. A conotação em Latim para a palavra “mole” é “massa grande” ou “volumoso”, o que é consistente com o seu uso como nome para esta unidade. O mole fornece uma ligação entre uma propriedade macroscópica de fácil medição, massa volumosa, e uma propriedade fundamental extremamente importante, número de átomos, moléculas, e assim por diante.
Um mole de uma substância é a quantidade em que existem 6,02214076 × 1023 entidades discretas (átomos ou moléculas). Este grande número, convenientemente arredondado para 6,022 × 1023, é uma constante fundamental conhecida como número de Avogadro (NA) ou constante de Avogadro em honra do cientista Italiano Amedeo Avogadro. Esta constante é adequadamente relatada com uma unidade explícita de “por mole”.
Consistente com a sua definição de unidade de quantidade, 1 mole de qualquer elemento contém o mesmo número de átomos que 1 mole de qualquer outro elemento. As massas de 1 mole de diferentes elementos, no entanto, são diferentes, uma vez que as massas dos átomos individuais são drasticamente diferentes. A massa molar de um elemento (ou composto) é a massa em gramas de 1 mole dessa substância, propriedade expressa em unidades de gramas por mole (g/mol).
A massa molar de qualquer substância é numericamente equivalente ao seu peso atómico ou molar em amu. De acordo com a definição de amu, um único átomo de carbono pesa 12 amu (a sua massa atómica é de 12 amu). Um mole de carbono pesa 12 g (12 g C = 1 mol átomos C = 6,022 × 1023 átomos C) e a massa molar de carbono é 12 g/mol. Esta relação é aplicável a todos os elementos, uma vez que as suas massas atómicas são medidas em relação à substância de referência da amu, carbono-12. Estendendo este princípio, a massa molar de um composto em gramas é da mesma forma numericamente equivalente à sua massa molar em amu. Por exemplo, o hélio tem uma massa atómica de 4,002 amu e uma massa molar de 4,002 g/mol.
Embora a massa atómica e a massa molar sejam numericamente equivalentes, tenha em mente que são muito diferentes em termos de escala. Para apreciar a enormidade do mole, considere uma pequena gota de água que pesa cerca de 0,03 g. Embora isto represente apenas uma pequena fração de 1 mole de água (~18 g), contém mais moléculas de água do que se pode imaginar. Se as moléculas fossem distribuídas igualmente entre os cerca de sete mil milhões de pessoas na terra, cada pessoa receberia mais de 100 mil milhões de moléculas de água.
O mole define a relação entre a massa e o número de átomos. Isto permite que o número de átomos seja calculado com base em formas adequadas do factor de conversão: 1 mole de átomos = 6,022 × 1023 átomos. Para converter entre a massa de um elemento (em gramas) e o número de moles, a massa molar do elemento (g/mol) é utilizada como factor de conversão.
Texto adaptado de Openstax Chemistry 2e, Section 3.1: Formula Mass and the Mole Concept.
