Capitolo 2
La composizione
delle sostanze e i
calcoli
stechiometrici
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2.1 Le formule chimiche esprimono i
rapporti tra gli elementi in un composto
2.2 Le formule chimiche possono essere
determinate attraverso misurazioni
sperimentali della massa
2.3 Una equazione chimica collega le
quantità delle sostanze che partecipano
a una reazione
2.4 Non sempre è possibile ottenere
sperimentalmente la quantità di
prodotto attesa
Most of the active principles of medicines
and drugs have natural origin. For instance,
they often derive from plants. However,
these substances have to be weighed out
precisely in order not to be toxic for both
human beings and animals.
1.1 LE FORMULE CHIMICHE ESPRIMONO I RAPPORTI TRA GLI
ELEMENTI IN UN COMPOSTO
Consideriamo la formula chimica dell’acqua, H O:
una molecola di acqua contiene due atomi di H e un atomo di
O;
due molecole di acqua contengono quattro atomi di H e due
atomi di O;
una dozzina di molecole di acqua contiene due dozzine di
atomi di H e una dozzina di atomi di O;
una mole di molecole di acqua contiene 2 mol di atomi di H e
1 mol di atomi di O.
Che si tratti di atomi, dozzine di atomi o moli di atomi, la
formula chimica dell’acqua indica che il rapporto tra atomi di
H e atomi di O è sempre 2 a 1.
2
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1.1 LE FORMULE CHIMICHE ESPRIMONO I RAPPORTI TRA GLI
ELEMENTI IN UN COMPOSTO
Nei composti chimici, le moli di atomi si combinano sempre nello
stesso rapporto in cui si trovano i singoli atomi, espresso dagli indici
presenti nell’unità formula.
Tale considerazione ci permette di impostare nuovi fattori di
conversione che collegano le moli di un elemento a un altro. Per
esempio, gli indici della formula P O ci dicono che in questo
composto ci sono 4 mol di P ogni 10 mol di O. Possiamo mettere in
rapporto P e O nel composto utilizzando i seguenti fattori di
conversione:
4
10
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La formula P4O10 esprime anche altre equivalenze, ognuna con i
rispettivi fattori di conversione:
2.2 LE FORMULE CHIMICHE POSSONO ESSERE DETERMINATE
ATTRAVERSO MISURAZIONI SPERIMENTALI DELLA MASSA
In campo chimico-farmaceutico, i ricercatori sintetizzano spesso
composti completamente nuovi o isolano nuove sostanze da tessuti
animali e vegetali.
Per determinare formula e struttura di questi composti, essi
utilizzano la spettrometria di massa, una tecnica che fornisce un
valore sperimentale della massa molecolare. La nuova sostanza può
anche essere decomposta chimicamente, al fine di determinare la
massa degli elementi presenti in una quantità nota della stessa.
Vediamo adesso come si può utilizzare una misura sperimentale
della massa per determinare la formula di un composto.
Il modo più spesso impiegato per descrivere la massa relativa dei
vari elementi presenti in un composto è un elenco di percentuali
in peso (o composizione percentuale) del composto.
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La percentuale in peso, o composizione percentuale,
corrisponde ai grammi di un elemento contenuti in 100 g del
composto.
2.2 LE FORMULE CHIMICHE POSSONO ESSERE DETERMINATE
ATTRAVERSO MISURAZIONI SPERIMENTALI DELLA MASSA
La percentuale in peso si calcola generalmente utilizzando la
seguente equazione:
Gli elementi si possono combinare tra loro in modi diversi. Azoto e
ossigeno, per esempio, formano i seguenti composti: N O, NO, NO ,
NO, NO e NO.
Nei composti organici detti idrocarburi il carbonio e l’idrogeno
sono gli unici due elementi presenti che possono legarsi tra loro in
moltissimi modi diversi, dando luogo a sostanze con composizioni
percentuali, altrettanto diverse (per esempio CH , C H ,C H , ecc.).
Per identificare un campione sconosciuto di un composto di azoto e
ossigeno, è necessario confrontare la composizione percentuale
ricavata sperimentalmente con quelle dedotte dalle possibili
formule.
2
2
3
2
4
2
2
5
4
2
2
3
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2.2 LE FORMULE CHIMICHE POSSONO ESSERE DETERMINATE
ATTRAVERSO MISURAZIONI SPERIMENTALI DELLA MASSA
►LA MASSA DEI DIVERSI ELEMENTI DI UN COMPOSTO
CONSENTE DI DETERMINARE LA SUA FORMULA EMPIRICA
Il composto che si forma quando il fosforo brucia in presenza di
ossigeno è costituito da molecole di formula P4O10. La formula che
esprime la composizione di una molecola è detta formula
molecolare. Osserviamo, tuttavia, che entrambi gli indici (4 e 10)
sono divisibili per due, per cui i numeri interi più piccoli che
esprimono il rapporto tra P e O sono 2 e 5. La formula più semplice
che esprime tale rapporto è perciò P2O5; si tratta della formula
minima, più spesso detta formula empirica, perché è quella che si
ricava dall’analisi sperimentale del composto.
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2.2 LE FORMULE CHIMICHE POSSONO ESSERE DETERMINATE
ATTRAVERSO MISURAZIONI SPERIMENTALI DELLA MASSA
►LA MASSA DEI DIVERSI ELEMENTI DI UN COMPOSTO
CONSENTE DI DETERMINARE LA SUA FORMULA EMPIRICA
Per ottenere una formula empirica dobbiamo seguire questa
sequenza di azioni:
1.determinare sperimentalmente la quantità in grammi di ciascun
elemento presente in un campione del composto;
2.convertire la massa in grammi in moli;
3.mettere in rapporto le moli tra loro;
4.ricavare, dal rapporto molare, i rapporti tra gli indici;
5.ottenere infine la formula empirica.
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2.2 LE FORMULE CHIMICHE POSSONO ESSERE DETERMINATE
ATTRAVERSO MISURAZIONI SPERIMENTALI DELLA MASSA
►LA FORMULA MOLECOLARE È DETERMINATA DALLA
FORMULA EMPIRICA E DALLA MASSA MOLECOLARE
Talvolta la formula empirica e quella molecolare coincidono, come per
H O e NH . Più spesso, tuttavia, gli indici di una formula molecolare
sono multipli di quelli della formula empirica. Come abbiamo già
avuto modo di vedere, gli indici della formula molecolare.
P O , per esempio, sono il doppio di quelli della formula empirica,
P O ; la massa molecolare di P O è perciò doppia rispetto a quella di
PO.
Un altro esempio può essere quello del glucosio, con formula
molecolare C H O e formula empirica CH O. La massa molecolare sarà
pertanto sei volte maggiore rispetto alla massa della formula
empirica.
2
3
4
10
2
5
2
5
4
6
12
6
10
2
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2.2 LE FORMULE CHIMICHE POSSONO ESSERE DETERMINATE
ATTRAVERSO MISURAZIONI SPERIMENTALI DELLA MASSA
►LA FORMULA MOLECOLARE È DETERMINATA DALLA
FORMULA EMPIRICA E DALLA MASSA MOLECOLARE
Le osservazioni precedenti ci suggeriscono un modo per definire la
formula molecolare di un composto, nel caso in cui se ne conosca la
massa molecolare ricavata per via sperimentale.
Se quest’ultima è uguale alla massa calcolata dalla formula
empirica, la formula empirica coincide con la formula molecolare; se
invece la massa molecolare sperimentale è un multiplo intero della
massa calcolata dalla formula empirica, la formula molecolare si
ottiene moltiplicando gli indici della formula empirica per tale valore.
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2.3 UNA EQUAZIONE CHIMICA COLLEGA LE QUANTITÀ DELLE
SOSTANZE CHE PARTECIPANO A UNA REAZIONE
Abbiamo finora rivolto la nostra attenzione alle relazioni tra gli
elementi presenti in un composto, e abbiamo visto che il collegamento
è dato dal rapporto molare espresso dalla formula del composto.
Ora impareremo che lo stesso approccio può essere utilizzato per
correlare le sostanze che partecipano a una reazione chimica.
Infatti, i coefficienti stechiometrici di un’equazione bilanciata
esprimono i rapporti molari esistenti tra le sostanze in gioco.
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2.3 UNA EQUAZIONE CHIMICA COLLEGA LE QUANTITÀ DELLE
SOSTANZE CHE PARTECIPANO A UNA REAZIONE
Consideriamo per esempio l’equazione che descrive la combustione
dell’ottano (C H ) in presenza di ossigeno (O ), con produzione di
diossido di carbonio e vapore acqueo:
8
18
2
Come ogni equazione chimica, essa può essere «letta» utilizzando i
coefficienti stechiometrici,a livello sia microscopico sia macroscopico.
Su scala microscopica (molecolare) essa si legge così:
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ogni 2 molecole di ottano liquido che reagiscono con 25 molecole di
ossigeno gassoso, si formano 16 molecole di diossido di carbonio
gassoso e 18 molecole di vapore acqueo.
2.3 UNA EQUAZIONE CHIMICA COLLEGA LE QUANTITÀ DELLE
SOSTANZE CHE PARTECIPANO A UNA REAZIONE
Questa affermazione suggerisce tutte le relazioni di equivalenza che
possono essere utilizzate per impostare i fattori di conversione dei
problemi stechiometrici:
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In termini matematici ogni tipo di «equivalenza» può essere
rappresentato mediante rapporti numerici:
2 molecole C8H18 : 25 molecole O2, e così via.
L’equazione chimica esprime le quantità relative di ciascun tipo di
molecola che partecipa alla reazione.
2.3 UNA EQUAZIONE CHIMICA COLLEGA LE QUANTITÀ DELLE
SOSTANZE CHE PARTECIPANO A UNA REAZIONE
Trasferiamo a livello macroscopico ognuna delle relazioni riportate
sopra, moltiplicandone entrambi i termini dei rapporti per la costante
di Avogadro; ciò consente di sostituire «molecole» con «mol»:
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Possiamo così interpretare l’equazione su scala macroscopica
(molare):
ogni 2 mol di ottano liquido che reagiscono con 25 mol di ossigeno
gassoso, si producono 16 mol di diossido di carbonio e 18 mol di
vapore acqueo.
2.3 UNA EQUAZIONE CHIMICA COLLEGA LE QUANTITÀ DELLE
SOSTANZE CHE PARTECIPANO A UNA REAZIONE
Al fine di utilizzare queste equivalenze in un problema di
stechiometria, l’equazione deve essere corretta, ovvero, in termini più
specifici, deve essere bilanciata. Ciò significa che ciascun elemento
deve essere presente con un uguale numero di atomi dalla parte dei
reagenti e da quella dei prodotti.
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2.3 UNA EQUAZIONE CHIMICA COLLEGA LE QUANTITÀ DELLE
SOSTANZE CHE PARTECIPANO A UNA REAZIONE
►IN UNA REAZIONE CHIMICA, IL RAPPORTO MOLARE
COLLEGA TRA LORO LE MASSE DI SOSTANZE DIVERSE
In una reazione chimica è spesso necessario collegare la quantità in
grammi di una sostanza con un’altra. Nel nostro organismo, per
esempio, il glucosio (C H O ) è una delle principali fonti di energia e,
a tale scopo, si combina con l’ossigeno per dare diossido di carbonio
e acqua, secondo la reazione (bilanciata):
6
12
6
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Quanti grammi di ossigeno si devono consumare per utilizzare
completamente 1,00 g di glucosio? Il problema può essere riformulato
come segue:
2.3 UNA EQUAZIONE CHIMICA COLLEGA LE QUANTITÀ DELLE
SOSTANZE CHE PARTECIPANO A UNA REAZIONE
►IN UNA REAZIONE CHIMICA, IL RAPPORTO MOLARE
COLLEGA TRA LORO LE MASSE DI SOSTANZE DIVERSE
Prima di tutto, dobbiamo osservare che questo problema richiede di
collegare due sostanze diverse che partecipano a una reazione: il
collegamento tra le due sostanze è dato dal rapporto molare tra
glucosio e ossigeno:
Sappiamo però che ogni mole corrisponde a una massa molare, quindi
sarà possibile mettere in rapporto tra loro direttamente le masse
molari e impostare poi successivamente la proporzione per ottenere la
massa in grammi delle sostanze coinvolte. Le tappe da seguire sono
riassunte nel seguente schema:
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2.4 NON SEMPRE È POSSIBILE OTTENERE SPERIMENTALMENTE
LA QUANTITÀ DI PRODOTTO ATTESA
L’equazione chimica bilanciata ci suggerisce come miscelare i reagenti
nelle esatte proporzioni, al fine di ottenere una determinata quantità
di prodotto. Questo aspetto è di primaria importanza in tutti i processi
chimici industriali.
Per esempio, la produzione industriale dell’etanolo, C2H5OH, avviene
come segue:
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2.4 NON SEMPRE È POSSIBILE OTTENERE SPERIMENTALMENTE
LA QUANTITÀ DI PRODOTTO ATTESA
L’equazione indica che una mole di etilene reagisce con una mole di
acqua per dare una mole di etanolo. Possiamo considerare l’equazione
anche in termini di molecole: ciascuna molecola di etilene che
reagisce ne richiede una di acqua per produrne una di etanolo:
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2.4 NON SEMPRE È POSSIBILE OTTENERE SPERIMENTALMENTE
LA QUANTITÀ DI PRODOTTO ATTESA
Se tre molecole di etilene reagiscono con tre di acqua, se ne
producono tre di etanolo:
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2.4 NON SEMPRE È POSSIBILE OTTENERE SPERIMENTALMENTE
LA QUANTITÀ DI PRODOTTO ATTESA
Ma che cosa accade se mescoliamo tre molecole di etilene con cinque
molecole di acqua? L’etilene si esaurirà prima dell’acqua e, alla fine,
insieme al prodotto troveremo le due molecole di acqua che non
hanno reagito:
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2.4 NON SEMPRE È POSSIBILE OTTENERE SPERIMENTALMENTE
LA QUANTITÀ DI PRODOTTO ATTESA
In questa miscela di reazione, l’etilene è il reagente limitante
perché limita la quantità di prodotto (etanolo) formato. L’acqua è
invece il reagente in eccesso perché è presente in quantità superiori
a quelle necessarie per consumare completamente l’etilene.
Uno dei motivi più importanti che portano a ottenere quantità di
prodotto inferiori a quelle stechiometriche è il verificarsi di una
reazione collaterale che compete con la reazione principale e
porta alla formazione di un sottoprodotto.
Per esempio, la reazione di sintesi del tricloruro di fosforo porta anche
alla formazione di pentacloruro di fosforo, perché PCl3 è ancora in
grado di reagire con Cl2:
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2.4 NON SEMPRE È POSSIBILE OTTENERE SPERIMENTALMENTE
LA QUANTITÀ DI PRODOTTO ATTESA
Il tricloruro di fosforo appena formato e il fosforo che non ha ancora
reagito competono per la reazione con il cloro ancora disponibile.
La resa effettiva di prodotto desiderato è semplicemente la quantità
isolata, espressa in unità di massa (grammi, kilogrammi) o in moli,
mentre la resa teorica è ciò che ci aspettiamo di ricavare in assenza
di perdite.Quando si ottiene una quantità di prodotto inferiore a quella
prevista dalla resa teorica, è utile calcolare la resa percentuale per
stimare la validità del metodo di preparazione.
La resa percentuale è la resa effettiva calcolata come percentuale
della resa teorica:
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2.4 NON SEMPRE È POSSIBILE OTTENERE SPERIMENTALMENTE
LA QUANTITÀ DI PRODOTTO ATTESA
Ovviamente, la resa effettiva e la resa teorica devono essere espresse
con la stessa unità di misura.
Dobbiamo tenere presente che la resa effettiva è una quantità
ottenuta sperimentalmente, che, in genere, non può essere calcolata a
priori; la resa teorica, al contrario, è sempre una quantità estrapolata
dall’equazione chimica, considerando la disponibilità dei reagenti.
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