Come Usare la Stechiometria

Co-redatto da Lo Staff di wikiHow

Tutte le reazioni chimiche (e quindi tutte le equazioni chimiche) devono essere bilanciate. La materia non può essere creata o distrutta, quindi i prodotti risultanti da una reazione devono corrispondere ai reagenti che vi partecipano, anche se sono disposti in maniera diversa. La stechiometria è la tecnica che i chimici utilizzano per garantire che una equazione chimica sia perfettamente bilanciata. La stechiometria è metà matematica, e metà chimica, e si incentra sul semplice principio appena esposto: il principio in base al quale la materia non viene mai distrutta né creata durante una reazione. Vedi il passaggio 1 nel seguito per iniziare!

Parte 1

Parte 1 di 3:

Imparare le Nozioni di Base

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Impara a riconoscere le parti di una equazione chimica. I calcoli stechiometrici richiedono la comprensione di alcuni principi fondamentali della chimica. La cosa più importante è il concetto di equazione chimica. Un'equazione chimica è fondamentalmente un modo per rappresentare una reazione chimica in termini di lettere, numeri e simboli. In tutte le reazioni chimiche, uno o più reagenti reagiscono, si combinano, o altrimenti si trasformano per formare uno o più prodotti. Pensa ai reagenti come i "materiali di base" e ai prodotti come il "risultato finale" di una reazione chimica. Per rappresentare una reazione con un'equazione chimica, partendo da sinistra, scriviamo prima i nostri reagenti (separandoli col segno dell'addizione), quindi scriviamo il segno di equivalenza (nei problemi semplici, di solito si usa una freccia che punta verso destra), infine scriviamo i prodotti (nello stesso modo in cui abbiamo scritto i reagenti).
- Ad esempio, ecco una equazione chimica: HNO₃ + KOH → KNO₃ + H₂O. Questa equazione chimica ci dice che due reagenti, HNO₃ e KOH si combinano per formare due prodotti, KNO₃ e H₂O.
- Nota che la freccia al centro dell'equazione è solo uno dei simboli di equivalenza utilizzato dai chimici. Un altro simbolo spesso utilizzato è costituito da due frecce disposte orizzontalmente una sopra l'altra che puntano in direzioni opposte. Ai fini della semplice stechiometria, di solito non importa quale sia il simbolo di equivalenza utilizzato.
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Usa i coefficienti per specificare le quantità di differenti molecole presenti nell'equazione. Nell'equazione dell'esempio precedente, tutti i reagenti e i prodotti sono stati utilizzati in rapporto di 1:1. Questo significa che abbiamo utilizzato una unità di ciascun reagente per formare una unità di ciascun prodotto. Tuttavia, le cose non stanno sempre così. A volte, per esempio, un'equazione contiene più di un reagente o di un prodotto, in effetti non è affatto raro che ogni composto nell'equazione sia utilizzato più di una volta. Questo viene rappresentato usando dei coefficienti, vale a dire dei numeri interi accanto ai reagenti o ai prodotti. I coefficienti specificano il numero di ciascuna molecola prodotta (o utilizzata) nella reazione.
- Per esempio, esaminiamo l'equazione relativa alla combustione del metano: CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O. Nota il coefficiente "2" accanto a O₂ e H₂O. Questa equazione ci dice che una molecola di CH₄ e due O₂ formano una CO_{2</ sub> e due H₂O.}
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È possibile "distribuire" i prodotti nell'equazione. Sicuramente conosci bene la proprietà distributiva della moltiplicazione; a(b + c) = ab + ac. La stessa proprietà è sostanzialmente valida anche nelle le equazioni chimiche. Se all'interno dell'equazione moltiplichi una somma per una costante numerica, ottieni un'equazione che, pur non essendo più espressa in termini semplici, è comunque valida. In questo caso, devi moltiplicare ciascun coefficiente stessa costante (ma mai i numeri subscritti, che esprimono la quantità di atomi all'interno della singola molecola). Questa tecnica può tornare utile in alcune equazioni stechiometriche avanzate.
- Per esempio, se consideriamo l'equazione del nostro esempio (CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O) e moltiplichiamo per 2, otteniamo 2CH₄ + 4O₂ → 2CO₂ + 4H₂O. In altre parole, si moltiplica il coefficiente di ogni molecola per 2, in modo che le molecole presenti nell'equazione risultano il doppio rispetto all'equazione iniziale. Dato che le proporzioni originali sono immutate, questa equazione è ancora valida.
  - Può essere utile pensare alle molecole senza coefficienti come se avessero un coefficiente implicito pari a "1". Così, nell'equazione originale del nostro esempio, CH₄ diventa 1CH₄ e così via.
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Parte 2

Parte 2 di 3:

Bilanciare un'Equazione con la Stechiometria

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Metti l'equazione per iscritto. Le tecniche utilizzate per risolvere problemi di stechiometria sono simili a quelle utilizzate per risolvere i problemi di matematica. Nel caso di tutte le equazioni chimiche, tranne che per quelle più semplici, questo di solito significa che è difficile, se non quasi impossibile, eseguire calcoli stechiometrici a mente. Quindi, per iniziare, scrivi l'equazione (lasciando abbastanza spazio per eseguire i calcoli).
- A titolo di esempio, consideriamo l'equazione:H₂SO₄ + Fe → Fe₂(SO₄)₃ + H₂
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Verifica se l'equazione è bilanciata. Prima di avviare il processo di bilanciamento di un'equazione con i calcoli stechiometrici, che può richiedere molto tempo, è consigliabile verificare rapidamente se l'equazione ha effettivamente bisogno di essere bilanciata. Dato che una reazione chimica non può mai creare o distruggere materia, una data equazione è sbilanciata se il numero (e tipo) di atomi in ciascun lato dell'equazione non corrisponde perfettamente.
- Controlliamo se l'equazione dell'esempio è bilanciata. Per fare questo, sommiamo il numero di atomi di ogni tipo che troviamo in ciascuno dei lati dell'equazione.
  - A sinistra della freccia, abbiamo: 2 H, 1 S, 4 O, and 1 Fe.
  - A destra della freccia, abbiamo: 2 Fe, 3 S, 12 O, and 2 H.
  - Le quantità degli atomi di ferro, zolfo e ossigeno sono diverse, quindi l'equazione è sicuramente sbilanciata. La stechiometria ci aiuterà a bilanciarla!
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Innanzitutto, bilancia gli eventuali ioni complessi (poliatomici). Se nella reazione da bilanciare appare qualche ione poliatomico (costituito da più di un atomo) in entrambi i lati dell'equazione, normalmente è una buona idea cominciare bilanciando proprio questi, nello stesso passaggio. Per bilanciare l'equazione, moltiplica i coefficienti delle molecole corrispondenti in uno (o entrambi) dei lati dell'equazione per dei numeri interi in modo che lo ione, atomo o gruppo funzionale che devi bilanciare sia presente nella stessa quantità in entrambi i lati dell'equazione.
- È molto più facile da capire con un esempio. Nella nostra equazione, H₂SO₄ + Fe → Fe₂(SO₄)₃ + H₂, SO₄ è il solo ione poliatomico presente. Dato che appare in entrambi i lati dell'equazione, possiamo bilanciare l'intero ione, piuttosto che i singoli atomi.
  - Ci sono 3 SO₄ a destra della freccia e solo 1 SO₄ a sinistra. Quindi, per bilanciare SO₄, vorremmo moltiplicare la molecola a sinistra nell'equazione di cui SO₄ fa parte per 3, in questo modo: 3H₂SO₄ + Fe → Fe₂(SO₄)₃ + H₂
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Bilancia eventuali metalli. Se l'equazione contiene elementi metallici, il passo successivo sarà quello di bilanciare proprio questi. Moltiplica eventuali atomi di metallo o molecole contenenti metallo per dei coefficienti interi in modo che i metalli appaiano in entrambi i lati dell'equazione nello stesso numero. Se non sei sicuro che gli atomi siano metalli, consulta una tavola periodica: in generale, i metalli sono gli elementi a sinistra del gruppo (colonna) 12/IIB tranne H, e gli elementi in basso a sinistra della parte "quadrata" alla destra della tabella.
- Nella nostra equazione, 3H₂SO₄ + Fe → Fe₂(SO₄)₃ + H₂, Fe è l'unico metallo, quindi è questo quello che dovremo bilanciare in questa fase.
  - Troviamo 2 Fe nel lato destro dell'equazione e solo 1 Fe sul lato sinistro, quindi diamo al Fe sul lato sinistro dell'equazione il coefficiente 2 per bilanciarlo. A questo punto, la nostra equazione diventa: 3H₂SO₄ + 2Fe → Fe₂(SO₄)₃ + H₂
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Bilancia gli elementi non metallici (ad eccezione di ossigeno e idrogeno). Nel passaggio successivo, bilancia eventuali elementi non metallici nell'equazione, ad eccezione di idrogeno ed ossigeno, che sono generalmente bilanciati per ultimi. Questa parte del processo di bilanciamento è un po' nebulosa, perché gli esatti elementi non metallici nell'equazione variano notevolmente in base al tipo di reazione che si deve eseguire. Per esempio, le reazioni organiche, possono avere un gran numero di C, N, S, e molecole di P che devono essere bilanciati. Bilancia questi atomi nella maniera sopra descritta.
- L'equazione del nostro esempio (3H₂SO₄ + 2Fe → Fe₂(SO₄)₃ + H₂) contiene quantità di S, ma abbiamo già provveduto a bilanciarla quando abbiamo bilanciato gli ioni poliatomici di cui sono parte. Quindi possiamo saltare questo passaggio. Vale la pena notare che molte equazioni chimiche non richiedono che venga eseguita ogni singola fase del processo di bilanciamento descritto in questo articolo.
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Bilancia l'ossigeno. Nel passaggio successivo, bilancia gli eventuali atomi di ossigeno presenti nell'equazione. Nel bilanciare le equazioni chimiche, gli atomi di O e H sono generalmente lasciati al termine del processo. Questo perché è probabile che appaiano in più di una molecola presente in entrambe le parti dell'equazione, cosa che può rendere difficile sapere come iniziare prima di aver bilanciato le altre parti dell'equazione.
- Fortunatamente, nella nostra equazione, 3H₂SO₄ + 2Fe → Fe₂(SO₄)₃ + H₂, abbiamo già bilanciato l'ossigeno in precedenza, quando abbiamo bilanciato gli ioni poliatomici.
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Bilancia l'idrogeno. Infine, termina il processo di bilanciamento con gli eventuali atomi di H che potrebbero essere rimasti. Spesso, ma ovviamente non sempre, questo può significare associare un coefficiente ad una molecola biatomica d'idrogeno (H₂) in base al numero di H presenti nell'altro lato dell'equazione.
- Questo è il caso dell'equazione del nostro esempio, 3H₂SO₄ + 2Fe → Fe₂(SO₄)₃ + H₂.
  - A questo punto, abbiamo 6 H nel lato sinistro della freccia e 2 H nel lato destro, quindi diamo all'H₂ nel lato destro della freccia il coefficiente 3 per bilanciare il numero di H. A questo punto ci troviamo con 3H₂SO₄ + 2Fe → Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂
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Controlla se l'equazione è bilanciata. Dopo aver terminato, è opportuno tornare indietro e controllare se l'equazione è bilanciata. Puoi fare questa verifica proprio come avevi fatto in principio, quando avevi scoperto che l'equazione era risultata sbilanciata: sommando tutti gli atomi presenti in entrambi i membri dell'equazione e controllando se corrispondono.
- Controlliamo se la nostra equazione, 3H₂SO₄ + 2Fe → Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂, è bilanciata.
  - Alla sinistra abbiamo: 6 H, 3 S, 12 O, e 2 Fe.
  - Alla destra ci sono: 2 Fe, 3 S, 12 O, and 6 H.
  - Ce l'hai fatta! L'equazione è bilanciata.
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Bilancia sempre le equazioni modificando solo i coefficienti, e non i numeri subscritti. Un errore comune, tipico degli studenti che stanno appena iniziando a studiare la chimica, è quello di bilanciare l'equazione cambiando i numeri subscritti delle molecole in essa presenti, anziché i coefficienti. In questo modo non si modificherebbe il numero di molecole coinvolte nella reazione, bensì la composizione delle molecole stesse, generando una reazione del tutto diversa da quella di partenza. Per essere chiari, durante l'esecuzione di un calcolo stechiometrico, puoi modificare solo i numeri grandi alla sinistra di ogni molecola, ma mai i più piccoli scritti in mezzo.
- Supponiamo di voler cercare di bilanciare il Fe nella nostra equazione utilizzando questo approccio errato. Potremmo esaminare l'equazione studiata poc'anzi (3H₂SO₄ + Fe → Fe₂(SO₄)₃ + H₂) e pensare: "ci sono due Fe a destra e uno a sinistra, quindi dovrò sostituire quello a sinistra con Fe ₂".
  - Non possiamo farlo, perché questo cambierebbe il reagente stesso. Il Fe₂ non è il semplice Fe, ma una molecola completamente diversa. Inoltre, siccome il ferro è un metallo, non puà mai essere scritto in forma biatomica (Fe₂) perché ciò implicherebbe che sarebbe possibile trovarlo in molecole biatomiche, condizione in cui si trovano alcuni elementi allo stato gassoso (per esempio, H₂, O₂, ecc.), ma non i metalli.
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Parte 3

Parte 3 di 3:

Utilizzare le Equazioni Bilanciate in Applicazioni Practiche

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Usa la stechiometria per Parte_1:_Individuare_il_Reagente_Limitante_sub trovare il reagente limitante in una reazione. Il bilanciamento di un'equazione è solo il primo passo. Per esempio, dopo aver bilanciato l'equazione con la stechiometria, è possibile utilizzarla per determinare qual è il reagente limitante. I reagenti limitanti sono essenzialmente i reagenti che si "esauriscono" per primi: una volta che questi sono esauriti, la reazione termina.
- Per trovare il reagente limitante dell'equazione appena bilanciata, devi moltiplicare la quantità di ogni reagente (in moli) per il rapporto fra il coefficiente del prodotto ed il coefficiente del reagente. Questo permette di trovare la quantità di prodotto che ogni reagente può produrre: quel reagente che produce la quantità minima di prodotto è il reagente limitante.
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Parte_2:_Calcolare_la_Resa_Teorica_sub Usa la stechiometria per determinare la quantità di prodotto generato. Dopo aver bilanciato l'equazione e determinato il reagente limitante, per cercare di capire quanto sarà il prodotto della vostra reazione è sufficiente sapere come utilizzare la risposta in ottenuta precedenza per trovare il tuo reagente limitante. Questo significa che la quantità (in moli) di un determinato prodotto si trova moltiplicando la quantità del reagente limitante (in moli) per il rapporto fra il coefficiente del prodotto e il coefficiente del reagente.
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Usa le equazioni bilanciate per creare i fattori di conversione della reazione. Un'equazione bilanciata contiene i coefficienti corretti di ogni composto presente nella reazione, informazione che può essere utilizzata per convertire virtualmente qualsiasi quantità presente nella reazione in un'altra. Utilizza i coefficienti dei composti presenti nella reazione pre impostare un sistema di conversioni che permetta di calcolare la quantità di arrivo (solitamente in moli o grammi di prodotto) da una quantità di partenza (di solito in moli o grammi di reagente).
- Per esempio, usiamo la nostra equazione sopra bilanciata (3H₂SO₄ + 2Fe → Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂) per determinare quante moli di Fe₂(SO₄)₃ sono teoricamente prodotte da una mole di 3H₂SO₄.
  - Guardiamo i coefficienti dell'equazione bilanciata. Ci sono 3 moli di H₂SO₄ per ogni mole di Fe₂(SO₄)₃. Quindi, la conversione avviene come segue:
  - 1 mole di H₂SO₄ × (1 mole Fe₂(SO₄)₃)/(3 moles H₂SO₄) = 0,33 moli di Fe₂(SO₄)₃.
  - Nota che le quantità ottenute sono corrette perché il denominatore del nostro fattore di conversione si annulla con le unità di partenza del prodotto.
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