Dispense CHIMICA GENERALE E ORGANICA (STAL) 2011/12 Prof. P. Carloni LE REAZIONI

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1 LE REAZIONI Le trasformazioni subite dalle sostanze durante una reazione chimica possono essere descritte in maniera esauriente mediante le equazioni di reazione. Queste non sono altro che delle semplici equazioni matematiche dove al posto dei numeri abbiamo dei composti chimici. I materiali di partenza, si trovano a sinistra e sono detti REAGENTI, mentre le sostanze che si formano, si trovano a destra e sono dette PRODOTTI. Per simboleggiare la reazione chimica si fa uso di una freccia semplice. REAGENTI PRODOTTI Per scrivere in modo corretto una reazione chimica occorre prima di tutto conoscere i reagenti ed i prodotti di tale reazione. In alcuni casi i prodotti di reazione sono prevedibili sulla base di comportamenti standard o sulla base delle conoscenze già acquisite, in altri casi tale informazione deve essere dedotta dal risultato sperimentale. Ad esempio se mettiamo un pezzettino di sodio metallico a contatto con dell acqua si avrà una vigorosa reazione chimica che porterà alla formazione di idrossido di sodio ed idrogeno gassoso. L equazione chimica che descrive tale processo sarà la seguente: Na + H 2 O NaOH + H 2 L espressione suddetta si dice equazione scheletro, in quanto ci dice solamente quali sono i composti che reagiscono e quelli che si formano. Una volta che si è a conoscenza dei prodotti e dei reagenti di una reazione è necessario però bilanciare l'equazione di reazione in modo da soddisfare la legge della conservazione della massa che dice che durante una reazione chimica la massa totale rimane costante. Questo in quanto nel corso delle reazioni chimiche gli atomi non si creano né si distruggono: si limitano solamente a legarsi in modo diverso e con atomi diversi. Per questo il numero di atomi di ogni elemento deve essere lo stesso ai due lati della freccia (membri). Inoltre è necessario che sia soddisfatto anche il principio di conservazione della carica che dice che la somma algebrica delle cariche degli ioni dei prodotti deve essere uguale alla somma algebrica delle cariche degli ioni dei reagenti. Tale bilanciamento viene eseguito ponendo davanti alle formule dei composti degli opportuni numeri detti COEFFICIENTI STECHIOMETRICI; essi moltiplicano l intera formula chimica. Nel caso sopra descritto ad esempio dovremo aggiungere un 2 davanti al sodio, un 2 davanti all acqua ed un 2 davanti all idrossido di sodio, in modo da avere 2 atomi di Na a destra e 2 a sinistra, 4 atomi di H a destra e 4 a sinistra e 2 atomi di O a destra e 2 a sinistra. 2 Na + 2 H 2 O 2 NaOH + H 2 A questo punto avremo propriamente una equazione chimica. Attenzione, non si dovrà mai tentare di bilanciare un equazione chimica alterando i pedici delle formule in quanto in questo modo andremo a modificare i composti che reagiscono o che si formano. Per una descrizione più completa della reazione chimica è possibile aggiungere ad ognuno dei reagenti e dei prodotti della reazione una notazione che ci indica il suo stato fisico. I simboli che si usano,si pongono alla destra del composto e sono: (s): solido; (l): liquido; (g): gas; (aq): soluzione acquosa. Nel caso precedente ad esempio avremo: Cap71

2 2 Na (s) + 2 H 2 O (l) 2 NaOH (aq) + H 2(g) Le reazioni chimiche possono essere di due tipi: le reazioni acidobase che sono quelle nelle quali gli elementi presenti nei reagenti conservano il loro stato di ossidazione anche nei prodotti, e le reazioni redox nelle quali dai reagenti ai prodotti cambia lo stato di ossidazione di almeno due degli elementi. Per bilanciare una reazione chimica acidobase è sufficiente bilanciare gli elementi a destra e a sinistra dell equazione. Per fare questo è necessario considerare un elemento alla volta. In molti casi infatti moltiplicando una formula chimica per un certo coefficiente, allo scopo di bilanciare un particolare elemento, si sconvolge il bilanciamento degli altri elementi della formula. E opportuno allora diminuire la quantità di lavoro procedendo in maniera sistematica: 1) Bilanciare per primo l elemento che compare nel minore numero di formule. 2) Bilanciare per ultimo l elemento che compare nel massimo numero di formule. 3) Dopo ogni aggiunta di un coefficiente stechiometrico verificare gli elementi già bilanciati ed in caso di necessità ribilanciarli. 4) Bilanciare alla fine H ed O. Proviamo a fare un esempio. Na 2 CO 3 + HNO 3 CO 2 + H 2 O + NaNO 3 Sia il Na, che il C, che l N compaiono solamente in una formula a destra ed in una a sinistra. Cominciamo quindi con il bilanciare questi elementi. Ci sono 2 atomi di Na a sinistra ed 1 a destra: mettiamo quindi un 2 davanti al nitrato di sodio. Na 2 CO 3 + HNO 3 CO 2 + H 2 O + 2 NaNO 3 A questo punto c è 1 atomo di C a sinistra ed 1 a destra: il C è per ora bilanciato. Però c è 1 atomo di N a sinistra e 2 a destra: mettiamo quindi un 2 davanti all acido nitrico. Na 2 CO HNO 3 CO 2 + H 2 O + 2 NaNO 3 Continuano ad essere bilanciati sia il Na che il C. Passiamo ora a vedere l H che compare anch esso in una unica formula a destra e a sinistra. Ci sono 2 atomi di H a sinistra e 2 a destra: anche l H è per ora bilanciato. Infine verifichiamo l O. Ci sono 3+2x3=9 atomi di O a sinistra e 2+1+2x3=9 a destra: anche l O è bilanciato. Tutti gli elementi sono bilanciati e quindi l equazione chimica è: Na 2 CO HNO 3 CO 2 + H 2 O + 2 NaNO 3 Facciamo un altro esempio. HClO 4 + K 3 AsO 4 KClO 4 + H 3 AsO 4 Lasciamo alla fine l O e l H; sia il Cl, che il K, che l As compaiono solamente in una formula a sinistra ed in una a destra. Cominciamo quindi con il bilanciare questi elementi nell ordine in cui si trovano. C è un atomo di Cl a destra e uno a sinistra e quindi il Cl sarebbe a posto HClO 4 + K 3 AsO 4 KClO 4 + H 3 AsO 4 Cap72

3 Ci sono poi 3 atomi di K a sinistra ed 1 a destra: mettiamo quindi un 3 davanti al perclorato di potassio. HClO 4 + K 3 AsO 4 3 KClO 4 + H 3 AsO 4 Facendo ciò, modifichiamo però il bilanciamento del Cl che avevamo già fatto e quindi dobbiamo riverificarlo. Poiché ora c è un atomo di Cl a sinistra e 3 a destra dobbiamo mettere un 3 anche davanti all acido perclorico. 3 HClO 4 + K 3 AsO 4 3 KClO 4 + H 3 AsO 4 Ricontrolliamo il K che continua ad essere bilanciato. C è 1 atomo di As a sinistra ed 1 a destra: l As è quindi bilanciato. 3 HClO 4 + K 3 AsO 4 3 KClO 4 + H 3 AsO 4 Il K e il Cl continuano ad essere bilanciati. Passiamo ora a vedere l H che compare anch esso in una unica formula a destra e a sinistra. Ci sono 3 atomi di H a sinistra e 3 a destra: anche l H è per ora bilanciato. Infine verifichiamo l O. Ci sono 4+3x4=16 atomi di O a sinistra e 3x4+4=16 a destra: anche l O è bilanciato. Tutti gli elementi sono bilanciati e quindi l equazione chimica è: 3 HClO 4 + K 3 AsO 4 3 KClO 4 + H 3 AsO 4 Facciamo schematicamente un altro esempio: CrO 3 + KOH + HCl H 2 Cr 2 O 7 + KCl K, Cr e Cl sono presenti in una formula per parte; H e O in più formule. Bilanciamo K CrO 3 + KOH + HCl H 2 Cr 2 O 7 + KCl Bilanciamo Cr 2 CrO 3 + KOH + HCl H 2 Cr 2 O 7 + KCl Bilanciamo Cl 2 CrO 3 + KOH + HCl H 2 Cr 2 O 7 + KCl H e O sono così già bilanciati 2 CrO 3 + KOH + HCl H 2 Cr 2 O 7 + KCl Altri esempi: FeSO 4 + NH 3 + H 2 O Fe(OH) 2 + (NH 4 ) 2 SO 4 Fe 2 (SO 4 ) 3 + BaCl 2 BaSO 4 + FeCl 3 Le reazioni di ossidoriduzione coinvolgono invece un cambiamento nel numero di ossidazione dai prodotti ai reagenti che può essere visto come un trasferimento di elettroni da un elemento ad un altro: in queste reazioni vi è quindi un elemento che perde formalmente elettroni ed un elemento che ne acquista. Si dice che l elemento che perde elettroni si ossida e l elemento che li acquista si riduce: inoltre, se definiti in funzione della loro azione, l elemento che si ossida si dice riducente perché provoca la riduzione dell elemento che acquista elettroni e l elemento che si riduce si dice ossidante perché provoca l ossidazione dell elemento che perde elettroni. La perdita degli elettroni da parte di un elemento deve essere infatti sempre accompagnata dall acquisto di elettroni da parte di un altro elemento ed il numero degli elettroni persi dall uno deve essere sempre uguale Cap73

4 al numero degli elettroni acquistati dall altro. In una reazione redox è quindi necessario stabilire prima di tutto il numero di ossidazione di tutti gli elementi per capire quali sono gli elemento che lo modificano durante la reazione: il bilanciamento della reazione si basa prioritariamente sull uguaglianza degli elettroni persi dalla specie che si ossida con gli elettroni acquistati dalla specie che si riduce. Vediamo un esempio: HNO 3 + FeCl 2 + HCl NO + FeCl 3 + H 2 O Il primo passo consiste nell assegnare i numeri di ossidazione a tutte le specie presenti nella reazione. HNO 3 H = +1; O = 2; N = 1 x (+1) 3 x (2) = +5 FeCl 2 Fe 2+ = +2 e Cl = 1 HCl H = +1; Cl = 1 NO O = 2; N = +2 FeCl 3 Fe 3+ = +3 e Cl = 1 H 2 O H = +1; O = 2 Si scrivono quindi questi numeri di ossidazione in alto a destra di ogni elemento H N O + Fe Cl + H Cl N O + Fe Cl + H O Si vanno a vedere quali sono gli elementi che da sinistra a destra variano il loro numero di ossidazione. N +5 +3e +2 N L azoto passa da + 5 a +2 e quindi acquista 3 elettroni (ogni elettrone corrisponde a una carica negativa e quindi a 1); Fe +2 1e +3 Fe Il ferro passa da + 2 a +3 e quindi perde 1 elettrone. Per ogni atomo di azoto che si riduce (acquista elettroni) dovranno quindi ridursi 3 atomi di ferro. Per trovare i coefficienti da assegnare al riducente e all ossidante basta fare il minimo comune multiplo tra gli elettroni persi e gli elettroni acquistati dalle due specie e dividere per gli elettroni che trasferisce la singola specie: mcm 3:1 3; N 3:3=1; Fe 3:1= e +2 1 x [ N N ] +2 1e +3 3 x [ Fe Fe ] Dovremo quindi avere nell equazione chimica 3 atomi di Fe ogni atomo di N: HNO FeCl 2 + HCl NO + 3 FeCl 3 + H 2 O I composti bilanciati secondo gli elettroni vanno sottolineati e il loro rapporto non va più modificato. Si bilancia quindi il resto con il metodo descritto per le reazioni acidobase. Cl HNO FeCl HCl NO + 3 FeCl 3 + H 2 O H, O HNO FeCl HCl NO + 3 FeCl H 2 O Facciamo un altro esempio: KMnO 4 + H 2 O + KBr MnO 2 + KBrO 3 + KOH Troviamo i numeri di ossidazione: Cap74

5 KMnO 4 K + = +1 e MnO 4 ; O = 2; Mn = 1 4 x (2) = +7 KBr K + = +1; Br = 1 MnO 2 O = 2; Mn = 2 x (2) = +4 KBrO 3 K + = +1 e BrO 3 ; O = 2; Br = 1 3 x (2) = K Mn O + H O + K Br Mn O + K Br O + K O H Mn +7 +3e +4 Mn 1 6e +5 Br Br mcm 6:3 6; Mn 6:3=2; Br 6:6= e +4 2 x [ Mn Mn ] 1 6e +5 1 x [ Br Br ] e, Mn, Br 2 KMnO 4 + H 2 O + KBr 2 MnO 2 + KBrO 3 + KOH K 2 KMnO 4 + H 2 O + KBr 2 MnO 2 + KBrO KOH H, O 2 KMnO 4 + H 2 O + KBr 2 MnO 2 + KBrO KOH Un ultimo esempio: KMnO 4 + FeSO 4 + H2SO4 MnSO 4 + Fe 2(SO 4) 3 + K2SO 4 + H2O Troviamo i numeri di ossidazione: KMnO 4 K + = +1 e MnO 4 ; O = 2; Mn = 1 4 x (2) = +7 FeSO 4 Fe 2+ = +2 e SO 2 4 ; O = 2; S = 2 4 x (2) = +6 H 2 SO 4 H = +1; O = 2; S = 2 x (+1) 4 x (2) = +6 MnSO 4 Mn +2 = +2 e SO 2 4 ; O = 2; S = 2 4 x (2) = +6 Fe 2 (SO 4 ) 3 Fe 3+ = +3 e SO 2 4 ; O = 2; S = 2 4 x (2) = +6 K 2 SO 4 K + = +1 e SO 2 4 ; O = 2; S = 2 4 x (2) = +6 H 2 O H = +1; O = K Mn O + Fe S O + H S O Mn S O + Fe (S O ) + K S O + H O Mn +7 +5e +2 Mn +2 1e +3 Fe Fe mcm 5:1 5; Mn 5:5=1; Fe 5:1= e +2 1 x [ Mn Mn ] +2 1e +3 5 x [ Fe Fe ] e, Mn, Fe KMnO FeSO 4 + H 2 SO 4 MnSO 4 + 5/2 Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O Per eliminare i coefficienti frazionari moltiplico per 2 tutti i composti appena bilanciati e, Mn, Fe 2 KMnO FeSO 4 + H 2 SO 4 2 MnSO Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O K 2 KMnO FeSO 4 + H 2 SO 4 2 MnSO Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O S 2 KMnO FeSO H 2 SO 4 2 MnSO Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O H, O 2 KMnO FeSO H 2 SO 4 2 MnSO Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO H 2 O In alcuni casi, quando la reazione avviene in soluzione acquosa può essere utile, per facilitare il bilanciamento della reazione scrivere i composti che partecipano alla reazione (reagenti e prodotti) nella forma reale in cui si trovano e cioè, per alcuni di essi, in forma Cap75

6 dissociata. Le varie classi di composti che abbiamo visto infatti in soluzione acquosa possono o no dissociarsi in ioni, a seconda delle loro caratteristiche. Per le reazioni redox si possono considerare dissociati in soluzione acquosa tutti i composti di tipo ionico come: gli idrossidi, gli ossiacidi, gli idracidi e i sali; i composti che rimangono invece indissociati sono gli ossidi, i perossidi e i composti binari con l idrogeno tranne gli idruri (che si dissociano nel catione metallico e in ioni H ). Per le reazioni acidobase dobbiamo lasciare invece indissociati anche i composti ionici poco solubili come gli idrossidi di tutti i metalli eccetto gli alcalini, i solfuri, i carbonati e i fosfati della maggior parte dei metalli pesanti, i sali di argento e i solfati dei metalli alcalinoterrosi e di piombo. Proviamo a dissociare la reazione dell esempio precedente prima di bilanciarla: KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 MnSO 4 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O KMnO 4 + FeSO 4 + H2SO4 MnSO 4 + Fe 2(SO 4) 3 + K2SO 4 + H2O Dissociamo i sali e gli ossiacidi: K + + MnO 4 + Fe 2+ + SO H + + SO 2 4 Mn 2+ + SO Fe 3+ + SO K + + SO H 2 O Possiamo notare che quando dalla dissociazione di un composto si formano più ioni uguali (Fe 2 (SO 4 ) 3 ) essi si scrivono una sola volta in quanto la reazione è ancora da bilanciare. A questo punto possiamo eliminare gli ioni che compaiono sia a destra che a sinistra perché evidentemente non partecipano effettivamente alla reazione e sono quindi detti ioni spettatori. K + + MnO 4 + Fe 2+ + SO H + + SO 2 4 Mn 2+ + SO Fe 3+ + SO K + + SO H 2 O MnO 4 + Fe 2+ + H + + Mn 2+ + Fe 3+ + H 2 O In questo modo la reazione risulta molto più semplice da bilanciare: Troviamo i numeri di ossidazione: MnO 4 Mn + 4xO = 1; Mn = 1 4x(2) = +7 Fe 2+ Fe = +2 H + H = +1 Mn 2+ Mn = +2 Fe 3+ Fe = +3 H 2 O H = +1; O = 2 Mn (+7) O (2) 4 + Fe (+2)2+ + H (+1)+ + Mn (+2)2+ + Fe (+3)3+ + H (+1) 2O (2) Mn (+7) +5e (+2) Mn (+2) 1e (+3) Fe Fe mcm 5:1 5; Mn 5:5=1; Fe 5:1=5 (+7) +5e (+2) 1 x [ Mn Mn ] (+2) 1e (+3) 5 x [ Fe Fe ] e, Mn, Fe MnO Fe 2+ + H + + Mn Fe 3+ + H 2 O H, O MnO Fe H + + Mn Fe H 2 O Si può vedere come il bilanciamento risulti più semplice. Cap76

7 Cap77

8 LA STECHIOMETRIA Una volta che abbiamo imparato a descrivere in modo appropriato le reazioni chimiche diventa importante poter determinare le quantità di reagenti e prodotti che partecipano a tali reazioni. Per fare questo è necessario poter determinare le masse molecolari dei composti che prendono parte alle reazioni, in modo da poterne valutare le quantità. La stechiometria è infatti quella parte della chimica che si occupa principalmente dei rapporti quantitativi con cui le sostanze chimiche reagiscono. Introduciamo alcuni concetti fondamentali. Peso molecolare Il peso molecolare di un composto è la massa media di una delle sue molecole, calcolata sommando i pesi atomici degli elementi presenti. Ad esempio per l'acqua il peso molecolare è: PM(H 2 O) = 2 PA(H) + PA (O) = 2 x uma uma = uma Moli e massa molare Abbiamo visto però che nelle reazioni, i reagenti reagiscono tra loro secondo rapporti tra il numero di particelle e quindi di atomi o di molecole ma un qualsiasi campione di una determinata sostanza contiene un numero di atomi o di molecole molto elevato (ad esempio 2.15 g di idrogeno contengono molecole di H 2 ): è stata quindi concepita una unità per esprimere numeri di tale ordine di grandezza e per rendere molto più comodi i calcoli circa il numero di atomi o di molecole nei campioni. La mole è questa unità ed è uguale al numero di atomi contenuti in 12 g esatti dell isotopo 12 del carbonio. La mole può venire usata per qualsiasi oggetto come una dozzina significa dodici unità di qualsiasi cosa. La massa di un atomo di carbonio 12 è esattamente 12 uma e quindi: numero di at omi di g C in12 g = 12 x ( x = x 10 g) 23 at omi di dove, ricordiamo, x è il peso di una unità di massa atomica. Vale a dire che una mole corrisponde a x unità di qualsiasi cosa. Il numero x viene chiamato numero di Avogadro, N A. Per ottenere 1 mole di qualsiasi elemento si deve pesare una massa in grammi pari al suo peso atomico espresso in uma. Questo può essere dimostrato attraverso una semplice operazione matematica: ponendo che il peso atomico dell'elemento in uma sia x, il numero di atomi contenuti in un campione di massa x g di quell elemento è: x/ g 1 23 numero di at omi = / = = x x/ x ( x 10 g) / x 10 che è il Numero di Avogadro. La massa di una mole di atomi di un elemento (o di un composto) viene detta massa molare dell elemento: se sulla tavola periodica il peso atomico di un elemento è x uma, la sua massa molare sarà x g/mole: massa molare (g / mole) = peso at omico (uma) La massa molare costituisce la base per l'impostazione del fattore di conversione tra massa di un campione e numero di moli. Per esempio, poiché il peso atomico del 12 C Cap78

9 magnesio è uma, la sua massa molare sarà g/mole e poiché la massa molare corrisponde al peso di una mole di atomi di magnesio, per trovare quante moli di magnesio sono contenute in 100 g di magnesio basterà fare: Generalizzando: moli di Mg = g di Mg massa molare Mg moli = = 100 g g/mole peso(g) massa molare (g/moli) = 4.11 moli Anche per quanto riguarda le molecole valgono le relazioni tra la massa molare ed il peso molecolare e tra la massa molare, le moli ed i grammi, viste per gli elementi. moli peso (g) = massa molare (g / moli) = peso (g) peso molecolare (uma) Calcoli stechiometrici Utilizzando le moli è possibile calcolare la quantità di un prodotto che si forma o la quantità di un reagente che deve reagire in una reazione. Se consideriamo la reazione generica: aa + bb cc + dd i coefficienti stechiometrici a, b, c, d rappresentano il rapporto in moli che deve esistere tra i diversi reagenti e prodotti: a moli di A reagiscono con b moli di B per formare c moli di C e d moli di D. Dobbiamo fare attenzione al fatto che i coefficienti stechiometrici si determinano in base al numero degli atomi e quindi sono riferibili alle molecole o a un numero costante di molecole e quindi alle moli, ma non sono riferibili alle masse perché le masse degli atomi sono diverse tra atomi diversi. Se conosco la quantità di un reagente A quindi, posso trovare la quantità di reagente B necessaria per reagire completamente con A o le quantità dei prodotti C o D che si formano una volta che la reazione sia avvenuta; questo si può fare semplicemente applicando i coefficienti stechiometrici alle quantità espresse in moli e più precisamente: moli di A / a = moli di B / b = moli di C / c = moli di D / d. In alcuni casi i reagenti potrebbero essere presenti, non nel giusto rapporto stechiometrico determinato nel bilanciamento della reazione: in questo caso è il reagente presente in minore quantità che limita il formarsi del prodotto. Tale reagente viene detto reagente in difetto, mentre quello presente in maggiore quantità rispetto a quella stechiometrica si dice in eccesso e rimarrà parzialmente non reagito nella miscela di reazione. Per calcolare il reagente in Cap79

10 difetto si confrontano i rapporti moli A/a e moli B/b : il rapporto minore dei due identifica il reagente in difetto ed è la quantità in moli sulla quale calcolare i prodotti della reazione. Nelle reazioni che abbiamo considerato fin ora abbiamo messo una freccia che va da sinistra verso destra tra i reagenti ed i prodotti. Tale notazione indica che la reazione è una reazione completa e cioè una reazione nella quale i prodotti vengono trasformati completamente nei reagenti. Alcune volte invece non tutti i reagenti si trasformano nei prodotti descritti dalla reazione, o perché reagiscono in altro modo o perché si decompongono. In questo caso definiamo come rendimento o resa della reazione, la percentuale di prodotto che si forma rispetto a quello che si dovrebbe formare secondo i rapporti stechiometrici. Matematicamente la resa è data da: moli C (o D) formate / moli C (o D) teoriche (o stechiometriche) x 100. Il valore del rendimento è importante perché indica quanto è stato sfruttato un reagente. Con questi calcoli è quindi possibile: 1. nota la quantità di un reagente, determinare la quantità necessaria di un altro reagente. 2. nota la quantità di un prodotto, determinare la quantità di reagente necessaria per ottenerlo. 3. note le quantità dei reagenti, determinare la quantità di uno o più prodotti ottenibili e del reagente in difetto (reagente che limita la produzione dei prodotti). 4. calcolare la resa o rendimento di una reazione (percentuale dei reagenti che si trasforma nei prodotti). ESERCIZI: 1 1) Nota la quantità di un reagente, determinare la quantità necessaria di un altro reagente. Calcolare quanti grammi di HCl reagiscono con 60 g di Ba(OH) 2, secondo la reazione: Ba(OH) HCl BaCl H 2 O n Ba(OH)2 = m Ba(OH)2 / M Ba(OH)2 = 60 g / g/mol = 0.35 mol n HCl = 2 n Ba(OH)2 = 0.70 mol m HCl = n HCl M HCl = 0.70 mol g/mol = 25.5 g 2) Nota la quantità di un prodotto, determinare la quantità di reagente necessaria per ottenerlo. Calcolare, secondo la reazione seguente, la quantità di H 2 necessaria per ottenere 10 g di NH 3 : N 2 + 3H 2 2 NH 3 n NH3 = m NH3 / M NH3 = 10 g / g/mol = 0.59 mol n H2 = 3/2 n NH3 = 0.89 mol m H2 = n H2 M H2 = 0.89 mol 2.02 g/mol = 1.80 g 1 n = moli; m = massa; M = peso molecolare Cap710

11 3) Note le quantità di reagenti, determinare la quantità di uno o più prodotti ottenibili (calcolo del reagente in difetto). a) Calcolare quanti grammi di solfato di alluminio si ottengono da 500 g di idrossido di alluminio e 200 g di acido solforico, sapendo che oltre al solfato di alluminio si ottiene acqua. Calcolare inoltre la quantità di reagente in eccesso residua. Al(OH) 3 + H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O 2 Al(OH) H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) H 2 O n Al(OH)3 / 2 = m Al(OH)3 / M Al(OH)3 / 2 = 500 g / g/mol / 2 = mol n H2 SO 4 / 3 = m H2 SO 4 / M H2 SO 4 / 3 = 200 g / g/mol / 3 = 0.68 mol n Al(OH)3 / 2 > n H2 SO 4 / 3 per cui il reagente in difetto è H 2 SO 4. Il calcolo deve essere impostato sul reagente in difetto. n Al2 (SO 4 ) 3 = (n H2 SO 4 / 3) x 1 = 0.68 mol m Al2 (SO 4 ) 3 = n Al2 (SO 4 ) 3 M Al2 (SO 4 ) 3 = 0.68 mol x g/mol = g n Al(OH)3 reagite = (n H2 SO 4 / 3) x 2 = 0.68 mol x 2 = 1.36 moli. n Al(OH)3 residue = n Al(OH)3 disponibili n Al(OH)3 reagite = (3.205 moli x 2) 1.36 moli = 5.05 moli m Al(OH)3 residua = n Al(OH)3 residue x M Al(OH)3 = 5.05 moli x g/mol = 393 g 4) Calcolo della resa o rendimento di una reazione a) Calcolare il rendimento della reazione: C 2 H 4 + H 2 O C 2 H 5 OH Sapendo che da 100 kg di C 2 H 4 si ottengono 70 kg di C 2 H 5 OH. n C2 H 4 = m C2 H 4 / M C2 H 4 = 100 x 10 3 g / 28.0 g/mol = mol n C2 H 5 OH teoriche = n C2 H 4 = 3.57 x 10 3 mol n C2 H 5 OH formate = m C2 H 5 OH formata / M C2 H 5 OH = 70 x 10 3 g / 46.0 g/mol = mol resa = (n C2 H 5 OH formate / n C2 H 5 OH teoriche) x 100 = (1.52 mol / 3.57 mol) x 100 = 42.6 % b) Il saccarosio in presenza di alcuni enzimi si trasforma in alcol etilico: C 12 H 22 O 11 + H 2 O 4 C 2 H 5 OH + 4 CO 2 Determinare il rendimento della reazione sapendo che da 1 kg di saccarosio si ottengono 260 g di alcol etilico. n C12 H 22 O 11 = m C12 H 22 O 11 / M C12 H 22 O 11 = 1000 g / g/mol = 2.92 mol n C2 H 5 OH teoriche = 4 x n C12 H 22 O 11 = 4 x 2.92 = mol n C2 H 5 OH formate = m C2 H 5 OH / M C2 H 5 OH = 260 g / 46.0 g/mol = 5.65 mol Resa = (n C2 H 5 OH formate / n C2 H 5 OH teoriche) x 100 = (5.65 mol / mol) x 100 = 48.4 % c) Data la reazione: 2 CaF 2 + SiO H 2 SO 4 2 CaSO 4 + SiF H 2 O calcolare la quantità di SiO 2 che bisogna mettere a reagire per ottenere 50 g di CaSO 4 sapendo che la reazione ha una resa del 73 %. Cap711

12 n CaSO4 formate = m CaSO4 / M CaSO4 = 50 g / 136 g/mol = mol n SiO2 teoriche = n CaSO4 formate / 2 x 1 = 4 x 2.92 = mol n SiO2 reagite = n SiO2 teoriche x 100 / 73 = mol m SiO2 reagita = n SiO2 reagite x M SiO2 = g / 60 g/mol = g Equivalenti e peso equivalente Abbiamo visto quindi che per effettuare i calcoli stechiometrici relativi ad una reazione è necessario prima di tutto conoscere la reazione e bilanciarla per trovare i coefficienti stechiometrici sui quali basarci per trovare i rapporti molari tra prodotti e reagenti. In alcuni casi non è necessario conoscere completamente la reazione e bilanciarla ma è sufficiente conoscere il comportamento dei reagenti e dei prodotti che ci interessano nell ambito di una certa reazione. Questo può essere fatto con l uso degli equivalenti e del peso equivalente. L equivalente è quella porzione di mole di una certa sostanza che reagisce sempre in rapporto 1 a 1 con un equivalente di tutti gli altri composti che partecipano alla reazione. Per trovare gli equivalenti contenuti in una certa massa di una sostanza è necessario conoscere il numero di equivalenza z che dipende dalla sostanza in esame e dal tipo di reazione alla quale partecipa. Per trovare il numero di equivalenti 2 basterà quindi moltiplicare il numero di moli per tale numero z, o dividere la massa in grammi della sostanza per il Peso Equivalente (P Eq ) che non è altro che il peso della porzione di mole di una sostanza che reagisce, come già detto, in rapporto 1:1 con un equivalente di tutte le altre sostanze e che si trova quindi dividendo il Peso Molecolare (PM) per il numero di equivalenza (z). PM massa eq = z moli P Eq= eq= z P Eq Vediamo ora come si trova z per una certa sostanza in una certa reazione: Quando la sostanza si comporta da acido o da base z è uguale al numero di protoni (H + ) o di ossidrili (OH ) ceduti o acquistati dalla sostanza in quella reazione. H 2 SO 4 + 2NaOH Na 2 SO 4 + 2H 2 O z = H 2 SO 4 + Fe(OH) 3 Fe(HSO 4 ) H 2 O z = Quando la sostanza è un sale che si dissocia z è uguale al numero di cariche di segno uguale che si formano dalla sua dissociazione. Na 2 SO 4 2 Na + + SO4 2 z(na 2 SO 4 ) = 2 Quando la sostanza si ossida o si riduce z è uguale al numero di elettroni che la specie cede o acquista durante la reazione. H 2 S + 8 HNO 3 H 2 SO NO H 2 O N e N 4 z(hno 3 ) = 1 S e S 6 z(h 2 S) = 8 2 eq = equivalenti; P Eq = Peso Equivalente; z = numero di equivalenza; PM = peso molecolare Cap712

13 L uso degli equivalenti facilita a volte i calcoli stechiometrici. Esempi: Calcolare la quantità di idrossido ferrico che si deve far reagire con 9.8 g di acido solforico contenuti in un dato volume di soluzione e la quantità in grammi di solfato ferrico che si ottiene. L idrossido ferrico Fe(OH) 3 reagisce con l acido solforico H 2 SO 4 per formare solfato ferrico Fe 2 (SO 4 ) 3 e acqua. Nella reazione l Fe(OH) 3 perde tre ossidrili quindi z(fe(oh) 3 ) = 3; H 2 SO 4 perde due protoni e quindi z(h 2 SO 4 ) = 2; Fe 2 (SO 4 ) 3 si scinde in 2 Fe 3+ e 3 SO 4 2, genera 6 cariche positive e 6 negative e quindi z(fe 2 (SO 4 ) 3 ) = 6. Eq(H 2 SO 4 ) = [2M H + M S + 4M O ]/z = [2x1.01g/mol g/mol + 4x16.00g/mol]/2 = g/eq eq H 2 SO 4 = eq Fe(OH) 3 = eq Fe 2 (SO 4 ) 3 = m/eq = 9.8 g / g/eq = 0.2 eq m Fe(OH) 3 = eq x Eq Fe(OH) 3 = 0.2 eq x [M Fe + 3M O + 3M H ]/z Fe(OH)3 = = 0.2 eq x g/mol / 3 eq/mol = 7.12 g m Fe 2 (SO 4 ) 3 = eq x Eq Fe 2 (SO 4 ) 3 = 0.2 eq x [2M Fe + 3M s + 12M O ]/z Fe2(SO4)3 = = 0.2 eq x g/mol / 6 eq/mol = g Cap713

14 Altri esercizi da svolgere: Un eccesso di NaCl è fatto reagire con 100 kg di H 2 SO 4 secondo la reazione da bilanciare: NaCl + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + HCl Si calcoli la massa in grammi di Na 2 SO 4 e HCl che si sono formati dalla reazione. Risultato: 74.5 kg di HCl e 145 kg di Na 2 SO 4. Pb(NO 3 ) 2 per riscaldamento si decompone secondo la reazione da bilanciare: Pb(NO 3 ) 2 PbO + NO 2 + O 2 Calcolare la massa di ciascun prodotto di reazione che si forma quando sono decomposti 10.0 g di Pb(NO 3 ) 2 Risultato: PbO: 6.74 g; NO 2 : 2.78 g; O 2 : Il silicio fu preparato per la prima volta allo stato elementare dalla reazione da bilanciare: K 2 SiF 6 + K KF + Si Calcolare quanto silicio si ottiene per ogni Kg di K 2 SiF 6 (esafluorosilicato di potassio) e quanto potassio si consuma. Risultato: Si: g; K: 711 g. Una miscela di 100 g di CS 2 e 200 g di Cl 2 viene fatta reagire a caldo in un tubo chiuso. Avviene la seguente reazione da bilanciare: CS 2 + Cl 2 CCl 4 + S 2 Cl 2 Calcolare la quantità di CCl 4 che si forma e la quantità del reagente in eccesso presente alla fine della reazione. Considerando la reazione da bilanciare: Fe 2 (SO 4 ) 3 + BaCl 2 BaSO 4 + FeCl 3 Determinare i grammi di cloruro ferrico che si ottengono facendo reagire 10 g di cloruro di bario con solfato ferrico in eccesso. Considerando la reazione da bilanciare: K 2 Cr 2 O 7 + HCl CrCl 3 + Cl 2 + H 2 O + KCl Calcolare i litri di cloro che si ottengono facendo reagire 50 g di dicromato di potassio. Calcolare anche la quantità di acido cloridrico necessario. Dalla reazione di 1.5 g di un metallo con acido cloridrico si ottengono litri di idrogeno gassoso misurato a condizioni standard. Calcolare il peso equivalente del metallo. Cap714