Il bilanciamento delle reazioni chimiche

SSPSS – Prime – Chimica
Bilanciamenti, mole e stechiometria
Il bilanciamento delle reazioni chimiche
Avete visto che gli atomi hanno diversi modi di unirsi l’uno all’altro. Si può anche iniziare a capire
che una reazione chimica non è nient’altro che un cambiamento di connettività degli atomi; non
variano quindi il numero totale e il tipo di atomo ma varia il loro modo di attaccarsi. Vediamo un
esempio pratico: la combustione del metano.
Disegnate con i legami covalenti le seguenti molecole:
metano (CH4)
acqua (H2O)
ossigeno (O2)
anidride carbonica (CO2)
Osserva: la connessione C-H viene distrutta dalla reazione di combustione. Si producono invece
delle connessioni C-O e H-O.
Prova ora a risalire ai coefficienti stechiometrici che si trovano davanti a ciascun tipo di molecola
(trova perciò a quanto corrispondono a, b, c d)
a CH4 + b O2 --------> c CO2 + d H2O
Per fare questo lavoro non c’è un metodo sistematico. Bisogna rispettare la regola che ogni atomo è
conservato (quindi ci saranno lo stesso numero di C, O, H, ecc a sinistra e a destra della freccia).
Quando si ha a che fare con molecole grandi e piccole il trucchetto è quello di bilanciare prima le
molecole grosse, poi quelle piccole.
Nel nostro caso si può partire dal metano: contiene 1 C e 4 H. Quindi avremo anche dall’altra parte
1 C e 4 H. Per avere un C a destra ci servono 1 CO2, mentre per avere 4 H ci servono 2 H2O. Quindi
se a =1 allora c =1 e d = 2. Ma con c=1 e d = 2 si hanno a destra anche 4 atomi di O che devono
essere euilibrati a sinistra. Capirete che allora il coefficiente b avrà valore 2. Siccome il coefficiente
1 di solito è omesso si può scrivere la reazione bilanciata nel seguente modo:
CH4 + 2 O2 --------> CO2 + 2 H2O
Non è così complicato.... ma richiede parecchia esercitazione!!!!
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Esercizio 1
Trova i coefficienti corretti per le seguenti reazioni chimiche
1)
Al + O2 -----> Al2O3
2)
Fe + HCl ------> FeCl2 + H2
3)
CuSO4 + Na2S -----> CuS + Na2SO4
4)
CO2 + H2O ------> C6H12O6 + O2
5)
Al4C3 + H2O ------> Al(OH)3 + CH4
6)
HNO3 + Ca(OH)2 ------> Ca(NO3)2 + H2O
7)
BaCl2 + Na3PO4 -----> Ba3(PO4)2 + NaCl
8)
H3PO4 + Mg(OH)2 -----> Mg3(PO4)2 + H2O
9)
Br2 + KOH -----> KBr + KBrO + H2O
10)
KClO3 -----> KClO4 + KCl
11)
H2SO4 + Al(OH)3 -----> Al2(SO4)3 + H2O
12)
C2H2Cl4 + Ca(OH)2 -----> C2HCl3 + CaCl2 + H2O
13)
Zn3Sb2 + H2O -----> Zn(OH)2 + SbH3
14)
C6H5Cl + SiCl4 + Na -----> (C6H5)4Si + NaCl
15)
K4Fe(CN)6 + H2SO4 + H2O -----> K2SO4 + FeSO4 + (NH4)2SO4 + CO
16)
Fe(CO)5 + NaOH -----> Na2Fe(CO)4 + Na2CO3 + H2O
17)
Al + Cr2O3 -----> Al2O3 + Cr
18)
CS2 + Cl2 -----> CCl4 + S2Cl2
Per la reazione 18 trova la struttura di tutti i composti covalenti
(Buon divertimento!!!!!!)
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Peso molecolare e Mole
Il peso atomico (PA)
Vi ricorderete certamente che la massa degli atomi è molto piccola. Per questo motivo si usa
un’unità di misura particolare: l’ uma (unità di massa atomica). Ricorderete anche che
1 uma = 1.66 * 10-24 g
Quindi de per esempio leggete sulla tavola periodica che l’ossigeno pesa 16.00 uma, ciò significa
che un atomo di ossigeno avrà la massa di 16 * 1.66*10-24 = 2.656*10-23 g cioè
0.00000000000000000000002656 g.
Il peso molecolare (PM)
Come abbiamo visto le molecole e i composti sono appunto fatti da combinazioni di atomi che sono
uniti tra loro. La massa di una tale unità sarà facilmente calcolabile: basterà sommare le masse di
tutti gli atomi presenti. Con una formula matematica si può quindi definire il peso molecolare (PM)
di tutte le molecole
PM = Σ PA*n°atomi
Un esempio: il peso molecolare del solfato di rame (CuSO4) si trova nel seguente modo:
PM (CuSO4)
= PA (Cu) * 1
+ PA (S) * 1
= 63.55 * 1 +32.06 * 1 + 16.00 * 4
+ PA (O) * 4 =
= 159.60 uma
La mole
Il concetto di mole è legato al peso molecolare (e atomico). Se si volesse pesare un atomo in
laboratorio con una bilancia normale.... ci si scontrerebbe subito con il problema che un singolo
atomo pesa decisamente troppo poco...
Quindi in chimica non si pesa mai un singolo atomo ma sempre un insieme di tantissimi atomi. Per
questo motivo i chimici hanno introdotto il concetto di mole.
Per spiegare questo concetto si può ricorrere alla tradizione contadina.... con il “ragionamento della
Rosina”
Al mercato difficilmente comperate un singolo uovo. Piuttosto vi capiterà di acquistare 12 uova. La
“Rosina” che va al mercato chiama la quantità di 12 uova dozzina.
I chimici hanno un approccio analogo per la mole. Una mole è una quantità (nota e fissa) di
particelle. Si possono avere moli di singoli atomi o anche di molecole e composti. 6.022 * 1023
particelle (602200000000000000000000) sono una mole di particelle. Schematizzando:
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Il numero 6.022136*1023 particelle non è stato scelto casualmente!!! Infatti c’è una relazione precisa
tra il peso molecolare (o atomico per i singoli atomi) e la mole.
1 mole è il numero di particelle contenuto nella massa, in grammi, corrispondente al peso
molecolare espresso in uma della sostanza in questione.
Esempio: il PM dell’acqua (H2O)
PM (H2O) = 1.008 * 2 + 16.00 = 18.016 uma
Ciò vuol dire che una singola molecola di acqua pesa 18.016 uma (o 18.016 * 1.66*10-24g =
2.9907*10-23g).
Ciò vuol dire anche che 18.016 g di acqua contengono 6.022*1023 particelle di H2O.
Per verifica si può moltiplicare il peso di una singola molecola di acqua, espressa in grammi per il
numero di particelle che compone una mole. Si troveranno appunto 18.016 g in tutto
2.9907*10-23g * 6.022*1023 = 18.009 (un piccolo errore è causato dagli arrotondamenti).
Quindi schematicamente si può sintetizzare nel seguente modo:
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Il calcolo stechometrico
Obiettivo
Imparare a calcolare in massa (g) e in moli (mol) le quantità relative ad una reazione chimica.
Esempio dalla cucina: le tagliatelle della nonna
2 Pacchi di farina
1 Dozzina di uova
Si ottengono 24 porzioni di tagliatelle
Possiamo riscrivere la ricetta come se fosse una reazione chimica; si ottiene un’espressione come
questa:
I “PM” sono le quantità delle varie materie prime espresse nell’unità appropriata. Si vede che con
questo tipo di raagionamento si può, partendo da un dato conosciuto trovare tutti gli altri facilmente.
Questo tipo di ragionamento illustra bene il metodo con il quale si calcolano le masse equivalenti
nelle reazioni chimiche.
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Proviamo ora con una reazione
Prendiamo una delle reazioni che abbiamo precedentemente bilanciato.
Ecco che con questo metodo si possono calcolare le masse equivalenti per ciascuna sostanza.
Naturalmente non si parlerà di dozzine o pacchi, ma unicamente di moli: infatti le moli indicano un
numero di particelle fisso. Se 3 particelle di BaCl2 reagiscono con 2 particelle di Na3PO4 per dare 1
particella di Ba3(PO4)2 e 6 di NaCl, allora anche per le moli varrà che 3 moli di BaCl2 reagiscono
con 2 moli di Na3PO4 per dare 1 mole di Ba3(PO4)2 e 6 moli di NaCl.
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Lavoro di gruppo
Gruppo 1
Reazione 1: da 30g di Al trovate tutto il resto. Reazione 9: da 2 g di KBr trovate tutto il resto.
Reazione 15: da 8g di K2SO4 trovate tutto il resto.
Gruppo 2
Reazione 2: da 20g di Fe trovate tutto il resto. Reazione 10: da 0.03g di KCl trovate tutto il resto.
Reazione 15: da 8g di FeSO4 trovate tutto il resto.
Gruppo 3
Reazione 4: da 40g di CO2 trovate tutto il resto. Reazione 11: da 7g di H2O trovate tutto il resto.
Reazione 15: da 8g di (NH4)2SO4 trovate tutto il resto.
Gruppo 4
Reazione 5: da 12g di Al4C3 trovate tutto il resto. Reazione 12: da 1Kg di CaCl2 trovate tutto il resto.
Reazione 15: da 8g di CO trovate tutto il resto.
Gruppo 5
Reazione 6: da 33g di HNO3 trovate tutto il resto. Reazione 13: da 500mg di SbH3 trovate tutto il
resto. Reazione 15: da 8g di K4Fe(CN)6 trovate tutto il resto.
Gruppo 6 Reazione 8: da 50g di H3PO4 trovate tutto il resto. Reazione 14: da 3g di NaCl trovate tutto il resto.
Reazione 15: da 8g di H2SO4 trovate tutto il resto.
Ricordatevi di essere pronti a presentare uno dei tre esercizi!!!
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