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Antonello Santini » 4.Stechiometria delle reazioni chimiche


Stechiometria delle reazioni chimiche

Si definisce reazione chimica qualunque trasformazione di una o più sostanze, dette reagenti, in altre, dette prodotti.

Le reazioni chimiche sono espresse mediante l’equazione chimica, rappresentazione d’uguaglianza quantitativa tra gli atomi dei reagenti, al primo membro, e quelli dei prodotti, al secondo membro.

Reagenti e prodotti sono separati da una freccia che indica il verso della reazione.

Bilanciamento delle reazioni chimiche

Nelle reazioni chimiche la massa dei reagenti deve essere uguale a quella dei prodotti per rispettare la legge della Conservazione della massa o di Lavoisier è necessario bilanciare l’equazione chimica che rappresenta la reazione anteponendo alle formule dei reagenti e dei prodotti dei valori numerici detti coefficienti stechiometrici.

Stechiometria delle reazioni chimiche

Per bilanciare un’equazione è opportuno ricordare delle semplici regole:

  • contare il numero degli atomi di ciascun elemento sia come reagente che come prodotto aggiungendo eventuali coefficienti stechiometrici per renderlo uguale ad entrambi i lati dell’equazione;
  • gli ioni poliatomici che compaiono sia tra i reagenti che tra i prodotti devono essere considerati un tutto unico;
  • e’ preferibile iniziare il bilanciamento da elementi diversi dall’O e H perché questi ultimi compaiono spesso in più composti;
  • tutti i coefficienti devono avere il minimo valore intero possibile e il coefficiente 1 non viene indicato.

Numero di Ossidazione

Si definisce Numero di Ossidazione (n.o.) il numero convenzionale che viene attribuito a tutti gli atomi presenti nelle sostanze, molecole o ioni poliatomici, e che si ottiene valutando la carica che ogni atomo assumerebbe se gli elettroni di legame fossero completamente spostati sull’atomo più elettronegativo.

Le reazioni chimiche: la gestione quantitativa – Regole per il calcolo del n.o.


Bilanciamento delle reazioni di ossido riduzione

Sono definite reazioni di ossidoriduzione o redox le reazioni chimiche caratterizzate dal cambiamento del N.O. degli elementi coinvolti cioè da un trasferimento di densità elettronica da un atomo all’altro.
Ogni reazione di ossidoriduzione è la somma di due semireazioni che avvengono contemporaneamente:

  • una reazione di riduzione in cui la sostanza coinvolta (elemento o composto) acquista elettroni e il suo N.O. diminuisce;
  • una reazione di ossidazione in cui la sostanza coinvolta (elemento o composto) cede elettroni e il suo N.O. aumenta.

La sostanza che si ossida cede elettroni alla sostanza che si riduce ed è detta agente riducente.
La sostanza che si riduce acquista elettroni dalla sostanza che si ossida ed è detta agente ossidante.

Stechiometria delle reazioni chimiche


Stechiometria delle reazioni chimiche (segue)

Nel bilanciare una reazione di ossidoriduzione è necessario individuare coefficienti stechiometrici tali da garantire la conservazione della massa e della carica (principio dell’elettroneutralità).


Metodo della variazione del numero di ossidazione

1. Calcolare i n.o. di tutti gli elementi coinvolti nella reazione;

2. identificare, in base alla variazione del n.o., l’elemento che si ossida (che aumenta il proprio n.o.) e quello che si riduce (che diminuisce il proprio n.o.);

3. scrivere la reazione e bilanciare le cariche elettriche moltiplicando ciascuna delle specie che contengono elementi che si ossidano e si riducono per un coefficiente stechiometrico tale che il numero di elettroni ceduti dal riducente sia uguale a quello degli elettroni acquistati dall’ossidante;

4. utilizzare i coefficienti nella equazione di reazione verificando che sia bilanciata e se necessario completare il bilanciamento delle masse.

Metodo delle semireazioni

1. Calcolare i n.o. di tutti gli elementi coinvolti nella reazione è utile ma non necessario;

2. identificare, in base alla variazione del n.o., l’elemento che si ossida (che aumenta il proprio n.o.) e quello che si riduce (che diminuisce il proprio n.o.);

3. scrivere le due semireazioni in forma ionica e bilanciarle separatamente.

Metodo delle semireazioni (segue)

4. Bilanciare gli atomi in ogni semireazione tenendo presente che in ambiente acido è necessario aggiungere H+ per bilanciare gli atomi di idrogeno e H2O per bilanciare gli atomi di O in modo tale che anche la carica risulti bilanciata mentre in ambiente basico aggiungere OH- e H2O per bilanciare gli atomi di O e H;

5. moltiplicare le due semireazioni per i coefficienti stechiometrici opportuni in modo che il numero degli elettroni ceduti dal riducente risulti uguale a quello degli elettroni acquistati dall’ossidante;

6. sommare le due semireazioni membro a membro e verificare l’esattezza del bilanciamento sia delle cariche che delle masse.

Stechiometria: quantità reagenti, prodotti e reagente limitante

La stechiometria si occupa dello studio e del calcolo dei rapporti quantitativi dei reagenti e prodotti di una reazione espressi in funzione del numero di moli o delle masse.

Poiché una mole contiene sempre lo stesso numero di oggetti pari a 6.02 · 1023 quantità in moli uguali di sostanze diverse contengono lo stesso numero di oggetti.

I calcoli stechiometrici relativi ad una trasformazione devono essere riferiti alla equazione chimica bilanciata che descrive la trasformazione.

Stechiometria delle reazioni chimiche

Una equazione di reazione può essere letta in quattro modi diversi:

  • numero di unità elementari;
  • numero di moli;
  • massa;
  • volume (solo se i reagenti e prodotti sono gas e la reazione avviene in condizioni di temperatura e pressione).

aA + bB → cC + dD

Esempio:

H2 + O2 → H2O
1mol + 1 mol → 1 mol
1 g + 1 g → 1 g

1mol H2 → 2 g
1mol O2 → 32 g
1mol H2O → 34 g

Stechiometria delle reazioni chimiche (segue)

La seguente equazione chimica può quindi essere letta come:

N2 + 3H2 ↔ 2NH3

  • 1 molecola di N2 reagisce con 3 molecole di H2 per formare 2 molecole di NH3
  • 1 mole di N2 reagisce con 3 moli di H2 per formare 2 moli di NH3
  • 28 g di N2 reagiscono con 3 · 2g di H2 per formare 2 · 17g di NH3 (una mole di N2 pesa circa 28 g, una mole di H2 pesa 2g e una mole di NH3 pesa 17g)
  • 22.4 l di N2 reagiscono con 3 · 22.4 l di H2 per formare 2 · 22.4 l di NH3 (il volume di una mole di gas in condizioni standard è 22.4 l).

Stechiometria delle reazioni chimiche (segue)

Se è nota la quantità (numero di moli) di almeno una delle sostanze che partecipano a una reazione, l’equazione chimica bilanciata permette di calcolare le quantità (numero di moli) di tutte le altre.

I coefficienti stechiometrici indicano infatti il numero di moli dei reagenti e dei prodotti.

I grammi corrispondenti si ricavano moltiplicando i coefficienti stechiometrici per le rispettive masse molari.

aA + bB → cC + dD

Stechiometria delle reazioni chimiche (segue)

Nei calcoli stechiometrici si possono utilizzare anche unità diverse dalla mole o dalla massa, purché tali unità possano essere messe in relazione al numero di moli.
Pertanto considerando una reazione

aA + bB → cC + dD

il rapporto stechiometrico espresso in moli tra il reagente A e il prodotto di reazione C è uguale ad \frac a c; il rapporto in massa è uguale a:

\frac {a \cdot M_A}{c \cdot M_c}

Dove a e c sono i coefficienti di reazione e MA e Mc le masse molari espresse in grammi delle sostanze A e C: tale rapporto indica che da a · MA grammi del reagente A si ottengono c · Mc grammi di prodotto C.

Stechiometria delle reazioni chimiche (segue)

Talora i reagenti di una reazione sono presenti in un rapporto stechiometrico diverso da quello previsto dall’equazione bilanciata.

In questo caso, le quantità di prodotti formati dipendono dalla quantità della specie in difetto, chiamata reagente limitante; il reagente presente in quantità superiore a quella necessaria per reagire col reagente limitante è detto reagente in eccesso.

Esercizio svolto: calcolare i Numeri di Ossidazione

Molecole Neutre
Nell’acido perclorico HClO4 il cloro ha n.o. = +7.
La somma algebrica dei n.o. è zero: [+1 +7 +4 · (-2)] = 0.

Nel solfato di sodio Na2SO4 lo zolfo ha n.o. = +6.
La somma algebrica dei n.o. è zero [2 · (+1) +6 +4 · (-2)] = 0

Ioni Poliatomici
Nello ione nitrato NO3 - l’azoto ha n.o. = +5.
Infatti la somma algebrica dei n.o. è -1: [+5 +3 · (-2)] = -1.

Nello ione ammonio NH4+ l’azoto ha n.o. = -3.
Infatti la somma algebrica dei n.o. è +1 : [-3 +4 · (+1)] = +1

Esercizio svolto: bilanciamento di una reazione

Bilanciare le seguenti reazioni:

1. …………………………………………….. N2 …….. + …….. H2 …….. → …….. NH3 …….. (equazione non bilanciata)

……………………………………………..azoto ……………. idrogeno ………….. ammoniaca

Essendo due gli atomi di azoto in N2 occorreranno due molecole di ammoniaca 2NH3 contenenti sei atomi di idrogeno, che provengono da 3H2. Scriveremo quindi:

N2 …….. + …….. 3H2 …….. → …….. 2NH3 …….. (equazione   bilanciata)

………………

2. ……. Ca(OH)2 …….. + …….. H3PO4 …….. → …….. Ca3(PO4)2 ……..+ …….. H2O … (equazione non bilanciata)

.idrossido di calcio …….. acido fosforico ……… fosfato tricalcico ………… acqua

Nel fosfato tricalcico compaiono tre atomi di Ca e due atomi di P. l’equazione bilanciata, in cui si formano sei molecole di H2O, sarà:

3Ca(OH)2 …….. + …….. 2H3PO4 …….. → …….. Ca3(PO4)2 …….. + …….. 6H2O …….. (equazione bilanciata)

Esercizio svolto: bilanciare usando il metodo della Variazione del numero di ossidazione


Esercizio svolto: bilanciare usando il metodo della Semireazioni


Esercizio svolto: bilanciare usando il metodo della Semireazioni


Esercizio svolto


Esempi ed applicazioni numeriche

Una reazione di ossidoriduzione e una reazione acido base.

Una reazione di ossidoriduzione e una reazione acido base.


Il Podcast della lezione

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Le altre lezioni del corso con podcast

1. Unità di Misura e Grandezze

2. Concetti di Base

3. Nomenclatura

4. Stechiometria delle reazioni chimiche

5. Soluzioni

6. Equilibrio Chimico

7. Elettroliti

8. Acidi e Basi

9. Solubilità

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