Estequiometria

Aula Estequiometria

Quantidade de Matéria:

Qualquer porção de matéria é formada por um número muito grande de átomos ou moléculas. No século XIX era difícil determinar experimentalmente a quantidade de átomos de uma amostra de matéria. No entanto, mesmo sem saber quanto de átomos ou moléculas havia numa porção de substância, os químicos puderam estabelecer uma relação entre o número de partículas presentes em amostras de diferentes substâncias. Utilizando porções dos metais alumínio e prata, de massas 27g e 108g, respectivamente, podemos verificar a relação entre o número de átomos de cada elemento em cada amostra. Como não sabemos quanto de átomos existe em cada amostra, vamos considerar que a de alumínio seja considerada como x átomos e a de prata por y átomos. Assim podemos escrever que:
27g = massa de alumínio . x átomos
108g = massa de prata . y átomos

Dividindo membro a membro, tem-se que:
108g = massa de prata . y átomos 27g = massa de alumínio . átomos

Consultando a Tabela Periódica, verificamos que a massa atômica do alumínio e da prata são, respectivamente, 27u e 108u. Esses valores indicam que a massa de um átomo de alumínio é 27 vezes maior que a unidade de massa atômica, e a de um átomo de prata é 108 vezes maior que essa unidade. Logo, podemos escrever: Substituindo esta relação na proporção acima tem-se que:
108g/27g = 4 y átomos/x átomos  4 = 4 y átomos/x átomos  1 = y átomos/x átomos  y átomos = x átomos. Logo, x = y.

Com esse exemplo podemos concluir que amostras de elementos diferentes, com massas numericamente iguais às massas atômicas, apresentam a mesma quantidade de átomos.

MASSA ATÔMICA: é o número que indica a quantidade de vezes que a massa dos átomos de um elemento químico é maior que 1/12 avos da massa do isótopo mais comum do carbono.

NÚMERO DE AVOGADRO O número de átomos de uma amostra de um elemento qualquer, cuja massa em gramas é numericamente igual à massa atômica, é chamado número