estequiometria

Resumo

A estequiometria baseia-se na lei da conservação das massas e na lei das proporções definidas e na lei das proporções múltiplas. As reações químicas combinam proporções definidas de compostos químicos. Já que a matéria não pode ser criada ou destruída, a quantia de cada elemento deve ser a mesma antes, durante e após a reação. A estequiometria é usada frequentemente para balancear equações químicas.

Introdução

Estequiometria nos permite calcular a quantidade exata de reagentes que é preciso para se obter uma determinada quantidade de produtos em uma reação química.
Os conceitos básicos para resolver as atividades de estequiometria são:
• Massa atômica
É a média ponderada entre a massa atômica de isótopos de um elemento, que aparece nas tabelas periódicas. Dada na unidade U.M.A (unidade de massa atômica)
A massa atômica do cloro que aparece na Tabela Periódica dos Elementos é a média ponderada destas massas. O cálculo é feito desta maneira:

• Massa molecular
É a soma das massas atômicas dos átomos que constituem a molécula ex: CO2
C : 12 u + 2x O : 16 u = CO2 : 44u
• Massa Molar
Soma da massa de 1 mol de entidade ( íons, moléculas, átomos…) mol: 6,02x10²³ unidades - número de Avogrado
A massa de um mol é igual a massa de uma unidade em UMA, só que em gramas. ex: CO2 massa molecular: 44U massa molar: 44g
• Volume Molar
É o volume ocupado por 1 mol de entidades no estado gasoso. Em CNTP ( condições normais de temperatura, 0Cº, e pressão, 1 ATM) 1mol ocupa 22,4 L.
Fora da CNTP usa-se a lei geral dos gases: pv=nRt p: pressão (atm) v: volume (L) n: nº de mols R: 0,082 T: temperatura (K)*
• Relação de proporção
Em uma equação as quantidades são proporcionais. ex: Se para formar uma molécula de CO2, utiliza-se 1 de C e 1 de O2, então para formar 1 mol, utiliza-se 1 mol de C e 1 mol de O2. Para se formar 22,4 L utiliza-se 22,4 L de C e 22,4L de O2. E assim por diante.
* Para