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Angelina Lombardi » 4.Formule chimiche


Analisi chimica e formule chimiche

Le sostanze chimiche sono individuate attraverso notazioni simboliche, dette formule chimiche. Le formule chimiche si determinano mediante metodi sperimentali di analisi chimica, che consentono di identificare gli elementi combinati a formare una certa sostanza.

L’analisi chimica implica la trasformazione della sostanza da analizzare nei suoi elementi e, successivamente, la misura delle quantità relative di ciascun elemento. Ad esempio, se il composto è un idrocarburo, contenente solo carbonio ed idrogeno, un modo di analizzarlo è quello di bruciare una quantità nota della sostanza in presenza di ossigeno e misurare le quantità di biossido di carbonio ed acqua che si ottengono. Tale analisi si definisce analisi per combustione.

Metodo dell’analisi per combustione per determinare le percentuali di carbonio ed idrogeno in un composto. Fonte: Kotz, Treichel, Townsend, Chimica, III ed., EdiSES

Metodo dell'analisi per combustione per determinare le percentuali di carbonio ed idrogeno in un composto. Fonte: Kotz, Treichel, Townsend, Chimica, III ed., EdiSES


Formule chimiche: formula empirica

L’analisi elementare di una sostanza fornisce la percentuale in massa di ciascun elemento che la costituisce, ovvero il numero di grammi di ciascun elemento contenuti in 100 g di sostanza. Attraverso i dati di analisi elementare è possibile determinare la formula empirica (o formula minima) che indica gli atomi costituenti il composto nel loro rapporto numerico di combinazione.

Formula empirica dell’acqua: H2O.
Essa indica che l’acqua è un composto chimico formato da H ed O nel rapporto atomico di combinazione 2:1.

Formula empirica del cloruro di sodio: NaCl.
Essa indica che il cloruro di sodio è un composto chimico formato da Na e Cl nel rapporto atomico di combinazione 1:1.

Formule chimiche: formula molecolare

Nei composti chimici in cui siano presenti molecole o ioni molecolari la formula empirica può non fornire il numero effettivo di ciascun elemento presente nella molecola. In tal caso si usa la formula molecolare, che può coincidere con la formula minima oppure può esserne un multiplo intero.

Metodi sperimentali di determinazione della massa molecolare consentono di stabilire quale sia la formula molecolare di un composto.


Isomeri di composizione

La prima e più semplice indagine da fare su un composto chimico è la determinazione della sua composizione, che consente di ricavare la formula minima.

Composti con uguale formula minima ma differente formula molecolare si definiscono isomeri di composizione.

Gli isomeri di composizione si distinguono tramite misure di massa molecolare.
La massa molecolare di ciascun isomero di composizione corrisponde ad un multiplo diverso della stessa formula minima.


Formula di struttura e costituzione

Nota la formula molecolare, occorre determinare la costituzione, ossia specificare il modo in cui gli atomi sono legati tra di loro. La costituzione viene espressa attraverso la formula di struttura del composto.

La formula di struttura fornisce informazioni riguardo il modo in cui sono legati tra loro gli atomi che costituiscono un composto. Le formule di struttura, che saranno trattate in maggior dettaglio in una lezione successiva, si costruiscono scrivendo i simboli degli atomi e collegandoli con trattini.

Formule di struttura più significative si ottengono indicando gli atomi non con il loro semplice simbolo letterale, ma con il loro simbolo elettronico.

Per poter scrivere correttamente le formule di struttura è necessario conoscere la teoria del legame chimico, che sarà trattato in seguito. Solo così ci si può rendere conto, per esempio, del perché la formula molecolare dell’acqua sia H2O e non altre, e perché la sua formula di struttura debba essere scritta come indicato in figura (l’atomo di ossigeno legato a due atomi di idrogeno) e non come H-H-O.


Isomeri di costituzione

Composti con la stessa formula molecolare ma differente costituzione si definiscono isomeri di costituzione.

Ad esempio, alla formula molecolare C2H6O corrisponde un composto chiamato alcol etilico, ma anche un altro composto chiamato etere dimetilico. Essi differiscono per la costituzione, e quindi si definiscono isomeri di costituzione

CH3-CH2-OH Alcol etilico

CH3-O-CH3 Etere dimetilico


Composizione percentuale

Come descritto precedentemente, per determinare la formula empirica di un composto occorre determinare la quantità di ciascun elemento presente nel campione esaminato. Il risultato si riporta di solito come composizione percentuale in massa, cioè esprimendo la massa di ogni elemento come percento della massa totale.

In una mole di perossido di idrogeno H2O2 ci sono 2 mol di atomi di H e 2 mol di atomi di O. La massa molare di H2O2 è 34.02 g/mol. La composizione percentuale degli elementi in H2O2 è quindi

\% H=\frac{2\times 1.008 g}{34.02 g}\times100\%=5.926\%

\%O=\frac{2\times 16.00 g}{34.02 g}\times 100\%=94.06\%

Composizione percentuale: esempio 1

Qual è la percentuale in massa di Cl- in Na+Cl-?

1 mol di Na+Cl- ha massa pari a 58.44 g

Massa formula 58.44 g/mol
1 mol di Na+Cl- contiene:

  • 1 mol di Na+ ha massa 22.9 g
  • 1 mol di Cl- ha massa 35.5 g

\%\text{ in massa di Na}^+=\frac{22.9 g}{58.4 g}\times 100=39.2\%

\%\text{ in massa di Cl}^-=\frac{35.5 g}{58.4 g}\times 100=60.8\%

R: la percentuale in massa di Cl- in Na+Cl- è pari al 60.8%.


Composizione percentuale: esempio 2

Qual è la percentuale in massa di Cl- in Na+Cl-?

Il calcolo può essere effettuato anche considerando 100 g di composto. 100 g di Na+Cl- corrispondono a:

\frac{100 g}{58.4 g/mol}=1.71 mol

1.71 \text{ mol Na}^+ {\color{red}{\Longrightarrow}} 1.71mol\times 22.9 g/mol=39.2 g

1.71 \text{ mol Cl}^+ {\color{red}{\Longrightarrow}} 1.71mol\times 35.5 g/mol=60.8 g

R: 100 g di Na+Cl- contengono 60.8 g di Cl-.

Composizione percentuale: esempio 3

Qual è la composizione percentuale in massa degli elementi H, P ed O nel composto acido fosforico H3PO4?
1 mol di H3PO4 ha massa 97.99 g
Massa molecolare 97.99 g/mol

\%H=\frac{3\times 1.008 g}{97.99 g}\times 100\%=3.086\%

\%O=\frac{4\times 16.00 g}{97.99 g}\times 100\%=65.31\%

\%P=\frac{30.97 g}{97.99 g}\times 100\%=31.61\%

Composizione percentuale: esempio 4

Calcolare la percentuale in massa degli elementi nel composto di formula C5H5N

Massa molecolare del composto C5H5N
5 × 12.01 (C) +
5 × 1.008 (H) +

14.01 (N)= 79.10 g/mol

\%C=\frac{5\times 12.01 g}{79.10 g}\times 100\%=75.91\%

\%H=\frac{5\times 1.008 g}{79.10}\times 100\%=63.71\%

\%N=\frac{14.01 g}{79.10 g}\times 100\%=17.71\%

Composizione percentuale e formula empirica

I metodi di analisi chimica consentono di determinare la composizione percentuale.

Usando la composizione percentuale è possibile determinare la formula empirica di un composto.

Se si conosce la massa molecolare si può determinare anche la formula molecolare.


Composizione percentuale e formula empirica 1

Determinare la formula empirica di un composto che ha dato all’analisi la seguente composizione percentuale: C 49.0%, H 2.74%, Cl 48.1%.

E’ conveniente fare riferimento a 100 g di composto. Quindi in 100 g di composto sono contenuti: C 49.0 g, H 2.74 g e Cl 48.1 g

Calcoliamo quindi il numero di moli di ciascun elemento.

nC=\frac{49.0 g}{12.01 g/mol}=4.08 mol

nH=\frac{2.74 g}{1.008 g/mol}=2.72 mol

nCl=\frac{48.1 g}{35.45 g/mol}=1.36 mol

Composizione percentuale e formula empirica 1 (segue)

Calcolate le moli di ciascun elemento conosciamo il loro rapporto di combinazione.

Questo composto contiene

1.36 mol Cl, 2.72 mol H e 4.08 mol C

Le formule empiriche sono scritte con indici interi. Dividiamo tutti gli indici per il numero più piccolo (ossia troviamo il massimo comune divisore) ed il rapporto diventa:

C=\frac{4.08}{1.36}=3

La formula empirica del composto è C3H2Cl

H=\frac{2.72}{1.36}=2

La formula molecolare è un multiplo di questa (C3H2Cl)n

Cl=\frac{1.36}{1.36}=1

Composizione percentuale e formula empirica 2

Determinare la formula molecolare di un composto puro costituito da H 5.9% e O 94.0%. La massa molecolare del composto è 34.10
100 g di composto contengono:

94.0 g di O
5.90 g di H

Calcoliamo il numero di moli di ciascun elemento:

nO=\frac{94.0 g}{16.00 g/mol}=5.87 mol

nH=\frac{5.90 g}{1.008 g/mol}=5.85 mol

Il rapporto di combinazione è 1, quindi la formula empirica è HO.

La formula molecolare sarà n(HO) dove n = 34/17= 2

La formula molecolare è H2O2.

Conoscenze ed abilità acquisite

Al termine di questa lezione lo studente dovrebbe essere capace di:

  • Definire la formula empirica e la formula molecolare.
  • Definire i concetti di composizione e costituzione.
  • Usare la composizione percentuale e la massa molecolare per determinare formule empiriche e molecolari.

I materiali di supporto della lezione

Per acquistare familiarità con il metodo scientifico, si invitano inoltre gli studenti a visitare i siti Web riportati nelle risorse Web.

Numeri esattie numeri approssimati.

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