Stechiometria: la mole, il reagente limitante e cinque esercizi svolti

La stechiometria è la contabilità della chimica: dice quanto reagente serve e quanto prodotto si ottiene. Si basa su un solo concetto, la mole, e su un’equazione bilanciata. Questa lezione spiega il metodo e lo applica a esercizi svolti del tipo che si trova negli esami.

La mole

Una mole contiene 6,022·10²³ particelle (il numero di Avogadro, N_A). La massa molare M di una sostanza, in g/mol, è numericamente uguale alla sua massa molecolare in unità di massa atomica: H₂O ha M = 2·1,008 + 16,00 = 18,02 g/mol. Le tre relazioni da sapere sono:

• n = m / M (moli da massa);
• N = n · N_A (numero di particelle);
• n = P·V / (R·T) per i gas, oppure V = n · 22,4 L a 0 °C e 1 atm.

Il metodo in quattro passi

1. Scrivi e bilancia l’equazione.
2. Trasforma i dati in moli.
3. Usa i coefficienti dell’equazione come rapporto tra le moli.
4. Trasforma le moli trovate nella grandezza richiesta (massa, volume, numero di particelle).

Esercizio 1: quanto prodotto

Quanti grammi di acqua si formano bruciando 10,0 g di metano?

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O. Massa molare del metano 16,04 g/mol, quindi n = 10,0/16,04 = 0,623 mol. Da una mole di CH₄ si ottengono due moli di H₂O: 1,247 mol, cioè 1,247 · 18,02 = 22,5 g di acqua.

Esercizio 2: il reagente limitante

Si fanno reagire 5,00 g di idrogeno con 32,0 g di ossigeno. Quanta acqua si forma e che cosa avanza?

2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. Moli: H₂ = 5,00/2,016 = 2,48 mol; O₂ = 32,0/32,00 = 1,00 mol. Per 1,00 mol di O₂ servono 2,00 mol di H₂, e ce ne sono 2,48: l’ossigeno finisce per primo, è il reagente limitante. Si formano 2,00 mol di acqua = 36,0 g, e avanzano 0,48 mol di H₂, cioè 0,97 g.

Il trucco per riconoscere il limitante: dividi le moli di ogni reagente per il suo coefficiente. Il valore più piccolo indica il limitante (qui 2,48/2 = 1,24 contro 1,00/1 = 1,00).

Esercizio 3: resa percentuale

Da 50,0 g di CaCO₃ riscaldati si ottengono 25,2 g di CaO. Qual è la resa?

CaCO₃ → CaO + CO₂. Moli di carbonato: 50,0/100,09 = 0,4996 mol; resa teorica di CaO (M = 56,08): 0,4996 · 56,08 = 28,0 g. Resa percentuale = 25,2 / 28,0 · 100 = 90,0%.

Esercizio 4: formula empirica

Un composto contiene il 40,0% di carbonio, il 6,7% di idrogeno e il 53,3% di ossigeno in massa. Qual è la formula empirica?

Su 100 g: C 40,0/12,01 = 3,33 mol; H 6,7/1,008 = 6,65 mol; O 53,3/16,00 = 3,33 mol. Dividendo per il valore più piccolo: C 1, H 2, O 1. Formula empirica CH₂O. Se la massa molare misurata è 180 g/mol, la formula molecolare è sei volte quella empirica: C₆H₁₂O₆, il glucosio.

Esercizio 5: un gas prodotto

Quanti litri di idrogeno, a 25 °C e 1 atm, si sviluppano facendo reagire 6,54 g di zinco con acido cloridrico in eccesso?

Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂. Moli di zinco: 6,54/65,38 = 0,100 mol, quindi 0,100 mol di H₂. V = nRT/P = 0,100 · 0,0821 · 298 = 2,45 L.

Errori frequenti

• Usare i grammi al posto delle moli nel rapporto stechiometrico: i coefficienti valgono solo tra moli.
• Dimenticare di bilanciare l’equazione prima di cominciare.
• Usare la temperatura in gradi Celsius nell’equazione dei gas.
• Arrotondare troppo presto: tieni almeno una cifra in più nei passaggi intermedi.