Equazioni chimiche e stechiometria.pptx

Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica
Le equazioni chimiche e la stechiometria
+
1 molecola di
metano (CH4)
2 molecole di
ossigeno (O2)
+
1 molecola di
biossido di
carbonio
(CO2)
2 molecole di
acqua (H2O)
CH4(g)+ 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)
Alcune immagini sono state prese e modificate da “Chimica” di Kotz, Treichel & Weaver, Edises 2007, III edizione
1
Quando un getto di cloro gassoso (Cl2) viene indirizzato su fosforo solido (P4), la
miscela esplode in fiamme e la reazione chimica produce tricloruro di fosforo liquido
(PCl3). Questa reazione chimica può essere rappresentata usando una equazione chimica
bilanciata
P4(s) + 6 Cl2(g) → 4 PCl3(l)
reagenti
prodotti
Le quantità relative in moli dei reagenti e dei prodotti sono indicate da numeri, i coefficienti
stechiometrici, che precedono le formule (quì, 1, 6 e 4)
Cl2
PCl3
P4
2
Nel XVIII secolo Lavoisier introdusse la legge di conservazione della
materia, la quale stabilisce che la materia non può essere né creata né
distrutta.
Applicata alla reazione tra fosforo e cloro la legge di conservazione
della materia ci dice che per produrre 4 molecole di PCl3 sono
necessarie una molecola tetraatomica di fosforo P4 (con 4 atomi di
fosforo) e 6 molecole biatomiche di cloro Cl2 (con 12 atomi di cloro).
6 x 2 = 12
atomi di Cl
4 x 3 = 12
atomi di Cl
Antoine Lavoisier
(1743-1794)
P4(s) + 6 Cl2(g) → 4 PCl3(l)
4 atomi di P
4 atomi di P
Lo stesso numero di atomi di ciascun elemento devono essere presenti nei reagenti
e nei prodotti, anche se essi appartengono a composti diversi
3
I numeri che precedono ogni unità di formula in una equazione chimica bilanciata sono
richiesti dalla legge di conservazione della materia. Il numero può riferirsi al numero di
atomi o molecole o anche alle quantità di moli dei reagenti e dei prodotti. La relazione tra
quantità di prodotti e reagenti chimici viene detta stechiometria, ed i coefficienti in una
equazione chimica bilanciata sono i coefficienti stechiometrici.
2 Fe(s) + 3 Cl2(g) → 2 FeCl3(s)
coefficienti stechiometrici
4
Esempio 1: Nella seguente reazione:
2 Al(s) + 3 Br2(l) → Al2Br6(s)
a) assegnare il nome ai reagenti ed ai prodotti, indicando il loro stato fisico.
alluminio solido, bromo liquido e bromuro di alluminio solido
b) Quali sono i coefficienti stechiometrici in questa equazione?
2, 3 ed 1, rispettivamente
c) Se si avessero a disposizione 8000 atomi di Al, quante molecole di Br2
sarebbero necessari per consumarli completamente?
dall’equazione chimica bilanciata risulta che sono necessarie 3
molecole di Br2 per consumare 2 atomi di Al.
3 : 2 = x : 8000 →
x = 3 · 8000 / 2 = 12000 molecole di Br2
Si formeranno 4000 molecole di Al2Br6
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Bilanciamento delle equazioni chimiche
Il bilanciamento garantisce che in entrambi i membri dell’equazione
chimica sia presente lo stesso numero di atomi di ciascun elemento.
Una classe generale di reazioni è la reazione dei metalli o non metalli con
l’O2 per dare gli ossidi di formula generale MexOy.
2 Mg (s) + O2 (g) → 2 MgO (s)
4 Fe (s) + 3 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s)
P4 (s) + 5 O2 (g) → P4O10 (s)
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Esempio 2: Se a, b e c sono i coefficienti stechiometrici, si bilanci la
seguente equazione chimica
a Fe (s) + b O2 (g) → c Fe2O3 (s)
Soluzione: Per bilanciare una equazione chimica si applica il principio di
conservazione della materia:
# a = 2c
"
!2b = 3c
attribuiamo un valore arbitrario ad un coefficiente
stechiometrico, ad esempio c = 1
$
!!se c = 1
# a=2
! b = 3 ← coefficiente
!"
frazionario
2
si moltiplica il
sistema per 2
4 Fe (s) + 3 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s)
$c = 2
!
#a = 4
!b = 3
"
verifica: si contino gli
atomi alla destra e sinistra
della freccia
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La combustione, cioè la combinazione di un combustibile con l’O2 è
accompagnata dallo svolgimento di calore (reazione esotermica). Ad
esempio nei motori delle autovetture si bruciano componenti della benzina
come l’ottano (un idrocarburo che contiene solo C e H):
2 C8H18 (l) + 25 O2 (g) → 16 CO2 (g) + 18 H2O (g)
becco bunsen
Quando si bilanciano le equazioni chimiche:
• le formule di reagenti e prodotti devono essere
corrette, altrimenti l’equazione perde di
significato
• non devono essere modificati i pedici nelle
formule dei reagenti e dei prodotti
CH4 (l) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g)
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Esempio 3: Si bilanci la reazione di combustione del propano C3H8.
a C3H8 (l) + b O2 (g) → c CO2 (g) + d H2O (g)
Soluzione: Si applica il principio di conservazione della materia:
$ 3a = c
!
# 8a = 2d
!2b = 2c + d
"
se c = 3
$c = 3
!a =1
!
#
!d = 4
!"b = 5
C3H8 (l) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (g)
verifica
atomi di
reagenti
prodotti
C
1·3=3
3·1=3
H
1·8=8
4·2=8
O
5 · 2 = 10
3 · 2 + 4 · 1 = 10
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Esempio 4: Si bilanci la reazione di combustione dell’ammoniaca NH3.
a NH3 (g) + b O2 (g) → c NO (g) + d H2O (g)
Soluzione: per il principio di conservazione della materia:
$ a=c
!
# 3a = 2d
!2 b = c + d
"
$c = 4
!a = 4
!
#
!d = 6
!"b = 5
se c = 1
c =1
$
!
a =1
!
3
!
d=
#
2
!
3
! 1+
2=5
!b =
2
4
"
moltiplico per 4
4 NH3 (g) + 5 O2 (g) → 4 NO (g) + 6 H2O (g)
verifica
atomi di
reagenti
prodotti
N
4·1=4
4·1=4
H
4 · 3 = 12
6 · 2 = 12
O
5 · 2 = 10
4 · 1 + 6 · 1 = 10
Relazioni tra le masse nelle reazioni: la stechiometria
Una equazione chimica bilanciata mette in evidenza le relazioni
quantitative tra i reagenti ed i prodotti in una reazione chimica.
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g)
Si supponga di usare in questa reazione 1 mole
di O2 (= 32 g). L’equazione chimica bilanciata
mostra che bisogna impiegare 2 moli di H2 (= 4
g) per far reagire completamente 1 mole di O2 e
che vengono prodotte 2 moli di H2O (= 36 g).
reagente o massa molare
prodotto
(g/mol)
H2
2
O2
32
H2O
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L’equazione chimica bilanciata mette in evidenza i corretti rapporti molari fra
reagenti e prodotti. Perciò l’equazione per la reazione tra H2 ed O2 è valida
indipendentemente dalla quantità di O2 impiegata.
La stechiometria studia, quindi, i rapporti quantitativi delle sostanze chimiche
nelle reazioni chimiche.
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Le relazioni tra le moli e le masse dei reagenti e dei prodotti sono riassunte
in una tabella delle quantità:
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g)
+
→
specie chimica
H2
O2
H2O
quantità
iniziale
(moli)
2 mol (4 g)
1 mol (32 g)
0 mol ( g)
variazione per
effetto della
reazione (moli)
−2 mol
−1 mol
+2 mol
0 mol (0 g)
0 mol (0 g)
2 mol (4+32 = 36 g)
quantità a fine
reazione (moli)
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Esempio 5: Nella reazione 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g), si valuti a) la
massa di idrogeno necessaria per reagire completamente con 60 g di ossigeno
e b) quanti grammi di acqua si potranno raccogliere.
Soluzione
60 g di O2 corrispondono a 60 / 32 = 1.875 mol
1 mol O2 : 2 mol H2 = 0.1875 mol O2 : x mol H2
x=
2 mol H 2 " 1.875 mol O 2
= 3.75 mol H 2 = 7.5 g H 2
1 mol O 2
1 mol O2 : 2 mol H2O = 1.875 mol O2 : x mol H2O
!
!
2 mol H 2O " 1.875 mol O 2
x=
= 3.75 mol H 2O = 67.5 g H 2O
1 mol O 2
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Tabella delle quantità
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g)
specie chimica
H2
O2
H2O
quantità
iniziale
(moli)
3.75 mol
(7.5 g)
1.875 mol
(60 g)
0 mol (0 g)
−3.75 mol
−1.875 mol
+3.75 mol
0 mol (0 g)
0 mol (0 g)
2 mol
(7.5+60 = 67.5 g)
variazione per
effetto della
reazione (moli)
quantità a fine
reazione (moli)
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Esempio 6: Il cromo metallico reagisce con l’O2 (g) per dare l’ossido Cr2O3.
a) Scrivere l’equazione bilanciata della reazione. b) Quale massa di Cr2O3 (M
= 152 g/mol), in grammi, si ottiene dalla completa reazione di un pezzo di Cr
(M = 52 g/mol) di 0.175 g? c) Quale massa di O2, in grammi, è necessaria?
Soluzione
a) 4 Cr (s) + 3 O2 (g) → 2 Cr2O3 (s)
b) e c) 0.175 g di Cr corrispondono a 0.175 /52 = 0.00337 mol
specie chimica
Cr
O2
Cr2O3
moli iniziali
0.00337 mol
(0.175 g)
(3/4) 0.00337 mol
(0.081 g)
0 mol (0 g)
variazione
−0.00337 mol
−0.00252 mol
+(2/4) 0.00337 mol
moli finali
0 mol (0 g)
0 mol (0 g)
0.00168 mol
(0.175+0.081 = 0.256 g)
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Reazioni nelle quali un reagente è presente in quantità limitata
Le reazioni chimiche vengono spesso eseguite utilizzando un reagente in
eccesso rispetto alle quantità richieste dalla stechiometria. Uno dei reagenti
verrà completamente consumato lasciando qualche altro reagente
parzialmente inutilizzato.
Si immagini di bruciare un candelotto giocattolo, un
filo ricoperto di magnesio. Il Mg brucia all’aria,
consumando O2 e producendo ossido di magnesio
MgO.
2 Mg (s) + O2 (g) → 2 MgO (s)
Il candelotto brucia finchè il magnesio viene
consumato completamente. Il Mg brucia all’aria,
consumando O2 (presente in quantità molto maggiore)
e producendo ossido di magnesio MgO.
La quantità di MgO prodotta dipende da quanto Mg è presente inizialmente.
Il Mg viene chiamato reagente limitante, perché la sua quantità limita la
quantità di prodotto che si forma.
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L’equazione bilanciata per la reazione fra il monossido di carbonio (CO) ed
ossigeno per dare CO2 è:
2 CO (g) + O2 (g) → 2 CO2 (g)
Si supponga di avere una miscela di 4 molecole di CO e 3 molecole di O2.
reagenti: 4 CO e 3 O2
+
prodotti: 4 CO2 e 1 O2
+
Le 4 molecole di CO richiedono solo 2 molecole di O2 (e producono 4
molecole di CO2). Quando la reazione è completata, una molecola di O2 rimane
non reagita. Poichè sono presenti molecole di O2 in eccesso, il numero di
molecole di CO2 che si formano è fissato dal numero di molecole di CO
disponibili. Il CO è il reagente limitante.
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Un calcolo stechiometrico con un reagente limitante
Il primo stadio nella produzione di acido nitrico è la ossidazione
dell’ammoniaca ad NO su rete di platino.
4 NH3 (g) + 5 O2 (g) → 4 NO (g) + 6 H2O (l)
Si supponga di miscelare quantità uguali di NH3 (M = 17 g/mol) e O2 (M = 32
g/mol): 750 g di ciascuno. Vi è un reagente in difetto? Qual’è la
composizione della miscela a reazione completata?
nNH3= 750 / 17 = 44.1 moli disponibili e nO2 = 750 /32 = 23.4 moli disponibili
Il rapporto stechiometrico dei reagenti richiesto dall’equazione bilanciata è:
5 mol O 2
1.25 mol O 2
=
4 mol NH 3 1 mol NH 3
Il rapporto tra i reagenti effettivamente disponibili è:
23.4 mol O 2
0.531 mol O 2
=
44.1 mol NH 3
1 mol NH 3
L’O2 presente non è sufficiente per far reagire tutta l’NH3: è limitante.
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L’O2 presente è limitante e reagirà completamente
4 NH3 (g) + 5 O2 (g) → 4 NO (g) + 6 H2O (l)
5 mol O2 : 4 mol NH3 = 23.4 mol O2 : x mol NH3
→ x = (4/5) 23.4 =18.8 mol NH3 che reagiscono
5 mol O2 : 6 mol H2O = 23.4 mol O2 : y mol NH3
→ y = (6/5) 23.4 =28.08 mol H2O che si formano
specie chimica
NH3
O2
NO
H2O
moli iniziali
44.1
23.4
0
0
variazione
−(4/5) 23.4
= −18.8
−23.4
+(4/5) 23.4
= +18.72
+(6/5) 23.4
= +28.08
moli finali
25.38
0
18.72
28.08
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Esempio 7: L’etano (C2H6, M = 30 g/mol) brucia in atmosfera di ossigeno.
a) quali sono i prodotti della reazione
b) scrivere l’equazione bilanciata della reazione
c) quale massa di O2, in grammi, è necessaria per la combustione di 13.6 g di C2H6?
Soluzione
a) CO2 ed H2O
b) 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 6 H2O (g)
c) numero di moli di C2H6 =13.6 / 30 = 0.453 mol
numero di moli di O2 = (7/2) 0.453 =1.59 mol
massa di O2 = 1.59 ·32 = 50.8 g
specie chimica
C2H6
O2
CO2
H2O
moli iniziali
0.453
(7/2) 0.453
=1.59
0
0
variazione
−0.453
−1.59
+(4/2) 0.453
= +0.91
+(6/2) 0.453
= +1.36
0
0.91
1.36
moli finali
20