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Angelina Lombardi » 5.Equazioni chimiche e stechiometria


Reazioni chimiche

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.

Il chimico francese Antoine-Laurent de Lavoisier (1743-1794), immagine di Louis Jean Desire Delaistre

Il chimico francese Antoine-Laurent de Lavoisier (1743-1794), immagine di Louis Jean Desire Delaistre

Legge di conservazione della massa interpretata secondo la teoria atomica. Fonte: Stoker, Principi di Chimica, EdiSES

Legge di conservazione della massa interpretata secondo la teoria atomica. Fonte: Stoker, Principi di Chimica, EdiSES


Reazioni ed equazioni chimiche

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.


Bilanciamento delle equazioni chimiche

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:

  • I legami tra gli atomi nei reagenti sono riarrangiati per formare nuovi composti.
  • Nessuno degli atomi scompare così come nessun nuovo atomo è generato.

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.

Equazione chimica non bilanciata

Equazione chimica non bilanciata

Equazione chimica bilanciata con i coefficienti stechiometrici evidenziati in rosso

Equazione chimica bilanciata con i coefficienti stechiometrici evidenziati in rosso


Criteri per il bilanciamento

Alcuni semplici criteri per il bilanciamento:

  • Non modificare le formule di reagenti e/o prodotti, né tantomeno aggiungere o sottrarre altre sostanze.
  • Se vi sono elementi che compaiono in un solo reagente e in un solo prodotto, questi vanno bilanciati per primi.
  • Le sostanze elementari vanno bilanciate per ultime.
  • I gruppi poliatomici, quando non si modificano nel corso della reazione, vanno bilanciati come una unica entità.
  • Coefficienti frazionari vanno eliminati moltiplicando tutti i coefficienti per uno stesso numero intero (il minimo comune multiplo dei denominatori).

Bilanciamento: esempio 1

Reazione della combustione del propano:

  • i reagenti sono propano ed ossigeno
  • i prodotti sono acqua ed anidride carbonica

C3H8 + O2 → CO2 + H2O

Si bilancia il carbonio

C3H8 + O23 CO2 + H2O

Si bilancia l’idrogeno

C3H8 + O23 CO2 + 4 H2O

Infine si bilancia l’ossigeno

C3H8 + 5 O23 CO2 + 4 H2O

Bilanciamento: esempio 2

Reazione della combustione dell’etano:

  • i reagenti sono etano ed ossigeno
  • i prodotti sono acqua ed anidride carbonica

C2H6 + O2 → CO2 + H2O

Si bilancia il carbonio

C2H6 + O2 →  2 CO2 + H2O

Si bilancia l’idrogeno

C2H6 + O22 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 O24 CO2 + 6 H2O

Bilanciamento: esempio 3

Reazione della combustione del tri-nitro-toluene:

  • i reagenti sono tri-nitro-toluene ed ossigeno
  • i prodotti sono acqua, anidride carbonica e azoto

C7H5N3O6 + O2 → CO2 + H2O + N2

Si bilanciano il carbonio e l’idrogeno

2 C7H5N3O6 + O214 CO2 + 5 H2O + 3 N2

Si bilancia l’ossigeno

2 C7H5N3O6 + 21/2 O214 CO2 + 5 H2O + 3 N2

Per eliminare coefficienti non interi, si moltiplicano per due tutti i coefficienti

4 C7H5N3O6 + 21 O228 CO2 + 10 H2O + 6 N2

Relazioni tra le masse di reagenti e prodotti

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.


Bilanciamento di reazioni in forma ionica

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)


Bilanciamento di reazioni con composti ionici

In una reazione in cui compaiono gli ioni anche le cariche devono essere bilanciate

In una reazione in cui compaiono gli ioni anche le cariche devono essere bilanciate


Relazioni ponderali nelle reazioni chimiche: esempio 1

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

Relazioni ponderali nelle reazioni chimiche: esempio 2

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

Relazioni ponderali nelle reazioni chimiche: esempio 3

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

Reagente limitante

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.


Reagente limitante: esempio 1

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

Reagente limitante: esempio 1 (segue)


Reagente limitante: esempio 2

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

Equazioni chimiche: mappa concettuale


Conoscenze ed abilità acquisite

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

  • Conoscere il principio della conservazione della massa.
  • Conoscere il significato di coefficiente stechiometrico
  • Saper bilanciare le reazioni chimiche.
  • Conoscere i concetti di reagente limitante e reagente in eccesso.
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