Estequiometria

ESTEQUIOMETRIA

1. Objetivo

Habituar-se com o conceito de mol, massa atômica e molecular de uma substância. Identificar os coeficientes estequiométricos de uma equação química simples. Verificar experimentalmente a lei de conservação de massa em uma reação química simples.

2. Introdução

ESTEQUIOMETRIA

O enunciado da lei da conservação de massas diz que: “numa reação química que ocorre num sistema fechado, a massa total antes da reação é igual a massa total depois da reação”, ou seja, todos os átomos presentes no reagente deverão estar presentes no produto. A maneira de se fazer valer essa lei é através dos coeficientes estequiométricos.
A massa de mol, ou seja, sua massa atômica é encontrada na tabela periódica. No SI, o mol, a quantidade de substância que contém tantas entidades elementares (átomos, moléculas ou outras partículas) quantas existem na massa atômica de um determinado elemento denomina-se número de Avogadro. O valor para esse número é: NA = 6.0221367 x 1023
A massa molecular é calculada somando-se as massas atômicas dos átomos que constituem uma molécula. Exemplo: a massa molecular da água (H2O) é: 18,02u. Portanto 1 mol de água pesa 18,02g e contém 6.0221367 x 1023 moléculas de H2O.
Os coeficientes estequiométricos indicam quantitativamente a relação exata entre os números de mols de cada espécie dos reagentes consumidos e produtos formados.

3. Parte experimental

Vide apostila de química geral experimental páginas 53, 54 e 55.

Obs: No experimento a solução 0,5 mol L-1 de Nitrato de Chumbo Pb(NO3)2 foi substituída pela solução 0,2 mol L-1 de Cloreto de bário BaCl2 e a solução 0,5 mol L-1 de iodeto de potássio KI foi substituída pela solução 0,2 mol L-1 de cromato de potássio