Una reazione chimica è il processo mediante il quale uno o più sostanze si trasformano in altre. Le sostanze di partenza sono dette reagenti, quelle finali prodotti.
Una generica reazione chimica può essere quindi rappresentata nel modo seguente
Reagenti → Prodotti
Lo studio quantitativo delle reazioni chimiche si deve allo scienziato Lavoisier. Egli dimostrò che la massa totale di un sistema non si modifica, qualunque sia la varietà e la natura delle reazioni che si verificano. Tale legge è nota come principio della conservazione della massa.
Tutte le reazioni chimiche rispettano la legge di conservazione della massa.
Ciò è legato al fatto che una reazione chimica comporta il riarrangiamento degli atomi, con formazione di nuovi legami. La figura mostra il riarrangiamento di atomi che si verifica a seguito della reazione di combustione del metano.
Una reazione chimica è rappresentata simbolicamente da una equazione chimica
A + B → C + D
A sinistra si indicano i reagenti (stadio iniziale) a destra si indicano i prodotti (stadio finale).
Le equazioni chimiche sono rappresentazioni che usano simboli chimici e formule chimiche per i reagenti ed i prodotti coinvolti. Esse esprimono la variazione della composizione associata ad una reazione chimica, mostrando il numero di moli di reagenti e prodotti, e definiscono anche la relazione tra le masse di reagenti e prodotti.
Nell’equazione chimica è spesso indicato anche lo stato fisico dei singoli reagenti e prodotti mediante il simbolo di stato: (s) solido, (l) liquido, (g) gas, (aq) soluzione acquosa.
Una equazione chimica deve essere bilanciata: bisogna cioè fare in modo che il numero e tipo di atomi presenti a sinistra sia esattamente uguale al numero e tipo di atomi presenti a destra dell’equazione di reazione. Bisogna partire da due importanti considerazioni:
Per bilanciare una reazione, le formule chimiche di reagenti e prodotti devono essere moltiplicate per i fattori numerici che consentono di far comparire a destra e sinistra dell’equazione lo stesso numero di atomi. Il bilanciamento di una reazione consiste quindi nel determinare questi fattori numerici, che sono definiti coefficienti stechiometrici. Da un punto di vista quantitativo, l’equazione bilanciata, rappresentata in figura, indica che 1 molecola di metano reagisce con 2 molecole di ossigeno, per produrre 1 molecola di anidride carbonica e 2 molecole di acqua. Introducendo il concetto di mole, cioè moltiplicando per il numero di Avogadro 6.022·1023, la reazione indica che 1 mole di metano reagisce con 2 moli di ossigeno, per produrre 1 mole di anidride carbonica e 2 moli di acqua.
Alcuni semplici criteri per il bilanciamento:
Reazione della combustione del propano:
C3H8 + O2 → CO2 + H2O
Si bilancia il carbonio
C3H8 + O2 → 3 CO2 + H2O
Si bilancia l’idrogeno
C3H8 + O2 → 3 CO2 + 4 H2O
Infine si bilancia l’ossigeno
C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O
Reazione della combustione dell’etano:
C2H6 + O2 → CO2 + H2O
Si bilancia il carbonio
C2H6 + O2 → 2 CO2 + H2O
Si bilancia l’idrogeno
C2H6 + O2 → 2 CO2 + 3 H2O
Si bilancia l’ossigeno
C2H6 + 7/2 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
Per eliminare coefficienti non interi, si moltiplicano per due tutti i coefficienti
2 C2H6 + 7 O2 → 4 CO2 + 6 H2O
Reazione della combustione del tri-nitro-toluene:
C7H5N3O6 + O2 → CO2 + H2O + N2
Si bilanciano il carbonio e l’idrogeno
2 C7H5N3O6 + O2 → 14 CO2 + 5 H2O + 3 N2
Si bilancia l’ossigeno
2 C7H5N3O6 + 21/2 O2 → 14 CO2 + 5 H2O + 3 N2
Per eliminare coefficienti non interi, si moltiplicano per due tutti i coefficienti
4 C7H5N3O6 + 21 O2 → 28 CO2 + 10 H2O + 6 N2
Prendendo ad esempio la reazione della combustione del tri-nitro-toluene, si può verificare che l’equazione bilanciata rispetta il principio di conservazione della massa.
Considerando che i coefficienti stechiometrici indicano le proporzioni numeriche secondo le quali le moli di reagenti e prodotti prendono parte alla reazione, si possono convertire reagenti e prodotti in masse in grammi, attraverso la massa molare.
In una reazione scritta in forma ionica, in cui sono esplicitati gli ioni coinvolti, i coefficienti stechiometrici devono essere tali da consentire non solo il bilanciamento della massa, ma anche il bilanciamento delle cariche. A bilanciamento effettuato, la carica elettrica globale presente a sinistra deve risultare uguale in valore e segno a quella presente a destra.
AgNO3 (aq) + NaCl (aq) → AgCl (s) + NaNO3 (aq)
Ag+(aq ) + NO3-(aq) + Na +(aq) + Cl-(aq) → AgCl (s) + Na +(aq) NO3-(aq)
Dato che gli ioni NO3- e Na + compaiono sia tra reagenti e prodotti, essi rappresentano ioni spettatori, cioè che restano immutati al termine della reazione. Nel bilanciamento possono essere omessi. La reazione diventa come indicato nella figura a lato.
L’equazione ionica netta sarà quindi:
Ag+ (aq ) + Cl- (aq) → AgCl (s)
Quanti grammi di HCl sono necessari per reagire completamente con 5.00 g di carbonato di calcio?
CaCO3 + HCl → CaCl2 + CO2 + H2O
Bilanciamo la reazione
CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O
CaCO3 100.1 g/mol
n CaCO3 = 5.00g / 100.1 g mol-1 = 0.0500 mol
Consideriamo il rapporto stechiometrico:
1 mol di CaCO3 reagisce con 2 mol di HCl
La quantità di HCl necessaria è doppia
2×0.0500 mol= 0.100 mol
HCl 36.46 g mol-1
g di HCl = 0.100 mol × 36.46 g mol-1 = 3.65 g
Quanti grammi di H2 si combinano con 100.0 g di carbonio C per formare benzene C6H6?
C + H2 → C6H6
Bilanciamo la reazione
6C + 3H2 → C6H6
C 12.01 g mol-1
n C = 100.0 g / 12.01 g mol-1 = 8.326 mol
Consideriamo il rapporto stechiometrico:
6 mol di C reagiscono con 3 mol di H2
La quantità di H2 necessaria sarà data da
6 : 3 = 8.326 : x
n H2 = (8.326_3)/6 = 4.163 mol
H2 = 2.016 g mol-1 × 4.163 mol = 8.393 g
Quanti grammi di H2 si combinano con 100.0 g di carbonio C per formare benzene C6H6? Quanti g di benzene si formano?
6C + 3H2 → C6H6
Il rapporto stechiometrico è 6 C a 1 di C6H6
Per 8.326 mol di C le moli di benzene che si ottengono sono
8.326/6 = 1.388 mol
I grammi di benzene che si ottengono
C6H6 78.11 g mol-1 × 1.388 mol = 108.4 g
Conservazione della massa
100.0 g di C + 8.39 g di H2 → 108.4 g di C6H6
Che succede quando si hanno a disposizione quantità definite di reagenti? Si parla in questo caso di reagente in eccesso e reagente limitante.
Reagente in eccesso: è quel reagente presente in una quantità maggiore di quella che può reagire.
Reagente limitante o reagente in difetto: reagente che controlla o limita le quantità degli altri reagenti, così come la quantità dei prodotti che si possono ottenere
Un esempio pratico dell’effetto di un reagente in difetto, rispetto alla stechiometria della reazione, è rappresentato nella figura. La costruzione di una bicicletta prevede l’assemblaggio di un telaio e di due ruote. Se il numero di ruote è in difetto rispetto ad i telai, il numero di biciclette che si possono costruire sarà definito dal numero di ruote disponibili.
In una reazione chimica, prima di procedere con un calcolo, bisogna determinare qual è il reagente in difetto.
Facendo reagire 10.00 g di Ag e 1.00 g di S quanti g di Ag2S si ottengono?
2Ag + S → Ag2S
10.00 g di Ag
10.00 g/107.9 g mol-1 = 0.09628 mol Ag
10.00 g di S
1.00g/32.06 g mol-1 = 0.0312 mol S
Il rapporto stechiometrico è : 2 mol di Ag per 1 mol di S
Per consumare tutto lo zolfo occorrono
0.0312 mol × 2 = 0.0624 mol di Ag
Ag reagente in eccesso e S reagente in difetto
0.09628 – 0.0624 = 0.0303 mol di Ag in eccesso, che rimangono inalterate
Si ottengono 0.0312 mol di prodotto Ag2S
247.8 g/mol × 0.0312 mol=7.73 g di Ag2S
Calcolare quanto cloruro di calcio si forma per reazione di 20.01 g di HCl con 20.01 g di CaCO3.
CaCO3 + HCl → CaCl2 + CO2 + H2O
Bilanciamo la reazione
CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O
CaCO3 100.1 g/mol
HCl 36.46 g/mol
n CaCO3 = 20.01 g/100.09 g/mol = 0.1999 mol
n HCl = 20.01 g/36.461 g/mol =0.5489 mol
Il rapporto stechiometrico è 2HCl:1CaCO3
HCl è il reagente in eccesso
n HCl necessarie → 0.1999mol × 2 =0 .3998mol
Si ottengono 0.1999 mol di CaCl2
CaCl2 110.99 g/mol → 0.1999g = 22.19 g
Al termine di questa lezione lo studente dovrebbe essere capace di:
3. La mole e il numero di Avogadro
5. Equazioni chimiche e stechiometria
6. Le soluzioni: composizione e solubilità
7. Sicurezza in un laboratorio chimico e metodi comportamentali
9. Acidi e Basi
10. Acidi e basi in soluzione acquosa e definizione di pH
11. In laboratorio - II Esperienza: alcune reazioni del rame, pH e solubilità
12. Titolazioni acido base ed indicatori
13. In laboratorio – III Esperienza: uso di indicatori cromatici: titolazione acido forte – base forte.
14. In laboratorio – IV Esperienza: le soluzioni tampone - preparazione e verifica delle loro proprietà
Chemical Calculations and Chemical Equations
The basics of atoms, moles, formulas, equations, and nomenclature