Chimica

Esercizi di stechiometria svolti, dal livello base all’esame

Quattordici esercizi con soluzione: moli, composizione, formule, reagente limitante, resa e purezza, titolazioni acido-base e redox, analisi per combustione, miscele, processi in più stadi, gas.

ielettronica 25 ottobre 2026 7 min di lettura 0 commenti

Esercizi di stechiometria del tipo che si danno nei corsi universitari di Chimica, divisi in tre livelli: base, per fissare il metodo; medio, con reagente limitante, resa, analisi e gas; esame, con il tipo di esercizi che si trovano negli scritti e negli esoneri. Per ogni esercizio il risultato è indicato subito, così puoi controllare il tuo; la soluzione completa si apre con un clic. Il metodo e le dimostrazioni sono nella lezione e nell’approfondimento collegati in cima.

Masse atomiche usate (g/mol): H 1,008; C 12,01; N 14,01; O 16,00; Na 22,99; Mg 24,31; Al 26,98; S 32,06; Cl 35,45; K 39,10; Ca 40,08; Fe 55,85; Mn 54,94; Ag 107,87. Costante dei gas $R = 0{,}082\,06$ L·atm/(mol·K).

Livello base

Esercizio 1. Moli, unità formula e atomi

Quante moli, quante unità formula e quanti atomi di ossigeno ci sono in 25,0 g di carbonato di calcio, CaCO₃?

Risultato: 0,250 mol; $1{,}50\cdot 10^{23}$ unità formula; $4{,}51\cdot 10^{23}$ atomi di O.

Soluzione

Massa molare: $M = 40{,}08 + 12{,}01 + 3\cdot 16{,}00 = 100{,}09$ g/mol.

Moli: $n = 25{,}0/100{,}09 = 0{,}2498$ mol, cioè 0,250 mol con tre cifre significative.

Unità formula: $N = nN_A = 0{,}2498\cdot 6{,}022\cdot 10^{23} = 1{,}504\cdot 10^{23}$ .

Ogni unità contiene 3 atomi di ossigeno: $3\cdot 1{,}504\cdot 10^{23} = 4{,}51\cdot 10^{23}$ .

Esercizio 2. Composizione percentuale

Calcola la composizione percentuale in massa del solfato d’ammonio, (NH₄)₂SO₄, un fertilizzante.

Risultato: N 21,2 %; H 6,1 %; S 24,3 %; O 48,4 %.

Soluzione

Nella formula ci sono 2 N, 8 H, 1 S, 4 O. Massa molare: $2\cdot 14{,}01 + 8\cdot 1{,}008 + 32{,}06 + 4\cdot 16{,}00 = 28{,}02 + 8{,}064 + 32{,}06 + 64{,}00 = 132{,}14$ g/mol.

Percentuali: N $28{,}02/132{,}14 = 21{,}2$ %; H $8{,}064/132{,}14 = 6{,}1$ %; S $32{,}06/132{,}14 = 24{,}3$ %; O $64{,}00/132{,}14 = 48{,}4$ %. La somma è 100,0 %: è il controllo da fare sempre.

Esercizio 3. Combustione del propano

Si bruciano 22,0 g di propano, C₃H₈. Quanti grammi di ossigeno servono e quanti grammi di CO₂ si formano?

Risultato: 79,8 g di O₂; 65,9 g di CO₂.

Soluzione

Equazione bilanciata: $\text{C}_3\text{H}_8 + 5\,\text{O}_2 \to 3\,\text{CO}_2 + 4\,\text{H}_2\text{O}$ (3 C a destra nella CO₂, 8 H in 4 H₂O, quindi $6 + 4 = 10$ atomi di O, cioè 5 O₂).

Moli di propano: $M = 3\cdot 12{,}01 + 8\cdot 1{,}008 = 44{,}09$ g/mol, $n = 22{,}0/44{,}09 = 0{,}4990$ mol.

Ossigeno: $5\cdot 0{,}4990 = 2{,}495$ mol, $2{,}495\cdot 32{,}00 = 79{,}8$ g.

Anidride carbonica: $3\cdot 0{,}4990 = 1{,}497$ mol, $1{,}497\cdot 44{,}01 = 65{,}9$ g.

Controllo di conservazione della massa: si formano anche $4\cdot 0{,}4990\cdot 18{,}02 = 36{,}0$ g d’acqua; reagenti $22{,}0 + 79{,}8 = 101{,}8$ g, prodotti $65{,}9 + 36{,}0 = 101{,}9$ g, uguali entro gli arrotondamenti.

Esercizio 4. Formula empirica e molecolare

Un idrocarburo contiene l’85,6 % di carbonio e il 14,4 % di idrogeno. La sua massa molare è circa 56 g/mol. Trova la formula empirica e quella molecolare.

Risultato: CH₂; C₄H₈.

Soluzione

Su 100 g: C $85{,}6/12{,}01 = 7{,}127$ mol; H $14{,}4/1{,}008 = 14{,}29$ mol.

Dividendo per il più piccolo: C 1; H $14{,}29/7{,}127 = 2{,}005 \approx 2$ . Formula empirica CH₂, con massa $12{,}01 + 2{,}016 = 14{,}03$ g/mol.

Rapporto tra massa molare e massa della formula empirica: $56/14{,}03 \approx 4$ . Formula molecolare C₄H₈ (per esempio un butene).

Esercizio 5. Un gas da una decomposizione

Riscaldando 12,25 g di clorato di potassio, KClO₃, si ottengono KCl e ossigeno. Quanti litri di O₂ si sviluppano a 0 °C e 1 atm?

Risultato: 3,36 L.

Soluzione

Equazione: $2\,\text{KClO}_3 \to 2\,\text{KCl} + 3\,\text{O}_2$ .

$M(\text{KClO}_3) = 39{,}10 + 35{,}45 + 48{,}00 = 122{,}55$ g/mol, $n = 12{,}25/122{,}55 = 0{,}099\,96$ mol.

Ossigeno: $\frac{3}{2}\cdot 0{,}099\,96 = 0{,}1499$ mol.

Volume: $V = nRT/P = 0{,}1499\cdot 0{,}082\,06\cdot 273{,}15/1 = 3{,}36$ L (cioè 0,1499 mol per 22,41 L/mol).

Livello medio

Esercizio 6. Reagente limitante e reagente in eccesso

Si fanno reagire 10,0 g di alluminio con 30,0 g di cloro, secondo $2\,\text{Al} + 3\,\text{Cl}_2 \to 2\,\text{AlCl}_3$ . Quanto cloruro d’alluminio si forma? Quale reagente avanza, e quanto?

Moli prima e dopo la reazione tra alluminio e cloro — A sinistra le moli iniziali, a destra quelle finali. Il cloro è più abbondante in moli ma è il limitante, perché ne servono 3 ogni 2 di alluminio: alla fine è esaurito e avanza un po’ di alluminio.

Risultato: 37,6 g di AlCl₃; avanzano 2,39 g di Al.

Soluzione

Moli: Al $10{,}0/26{,}98 = 0{,}3706$ mol; Cl₂ $30{,}0/70{,}90 = 0{,}4231$ mol.

Rapporti con i coefficienti: Al $0{,}3706/2 = 0{,}1853$ ; Cl₂ $0{,}4231/3 = 0{,}1410$ . Il più piccolo è quello del cloro: il cloro è il limitante, anche se in moli è più abbondante dell’alluminio.

Avanzamento massimo $\xi = 0{,}1410$ mol. AlCl₃: $2\xi = 0{,}2821$ mol; $M = 26{,}98 + 3\cdot 35{,}45 = 133{,}33$ g/mol; massa $0{,}2821\cdot 133{,}33 = 37{,}6$ g.

Alluminio consumato: $2\xi = 0{,}2821$ mol; avanza $0{,}3706 - 0{,}2821 = 0{,}0885$ mol, cioè $0{,}0885\cdot 26{,}98 = 2{,}39$ g.

Controllo: $37{,}6 + 2{,}39 = 40{,}0$ g, uguale alla massa iniziale dei reagenti.

Esercizio 7. Purezza e resa

200 g di un calcare contenente l’85,0 % in massa di CaCO₃ vengono decomposti per riscaldamento: $\text{CaCO}_3 \to \text{CaO} + \text{CO}_2$ . Si raccolgono 70,0 g di CO₂. Qual è la resa percentuale?

Risultato: 93,6 %.

Soluzione

Carbonato puro: $0{,}850\cdot 200 = 170$ g, cioè $170/100{,}09 = 1{,}698$ mol.

CO₂ teorica: 1,698 mol (rapporto 1 a 1), $1{,}698\cdot 44{,}01 = 74{,}7$ g.

Resa: $70{,}0/74{,}7 = 93{,}6$ %. Le impurezze non producono CO₂ e vanno escluse prima di calcolare la resa teorica.

Esercizio 8. Una titolazione acido-base

25,0 mL di una soluzione di acido solforico sono neutralizzati da 32,4 mL di NaOH 0,150 M. Qual è la molarità dell’acido?

Curva di titolazione di un acido forte con una base forte — Il pH resta basso finché c’è acido in eccesso, poi sale bruscamente al punto di equivalenza, dove le moli di base aggiunte sono il doppio di quelle di acido solforico, e infine si stabilizza con la base in eccesso.

Risultato: 0,0972 M.

Soluzione

Reazione: $\text{H}_2\text{SO}_4 + 2\,\text{NaOH} \to \text{Na}_2\text{SO}_4 + 2\,\text{H}_2\text{O}$ : l’acido è diprotico, una mole di acido consuma due moli di base.

Moli di NaOH: $0{,}150\cdot 0{,}0324 = 4{,}86\cdot 10^{-3}$ mol. Moli di acido: $2{,}43\cdot 10^{-3}$ mol.

Molarità: $2{,}43\cdot 10^{-3}/0{,}0250 = 0{,}0972$ M. L’errore tipico è dimenticare il fattore 2 e trovare il doppio.

Esercizio 9. Analisi per combustione

0,500 g di un composto contenente C, H e O bruciano completamente dando 0,999 g di CO₂ e 0,409 g di H₂O. La massa molare del composto è 88,1 g/mol. Trova la formula molecolare.

Risultato: C₄H₈O₂.

Soluzione

Tutto il carbonio finisce nella CO₂: $0{,}999/44{,}01 = 0{,}022\,70$ mol di C, cioè $0{,}022\,70\cdot 12{,}01 = 0{,}2726$ g.

Tutto l’idrogeno finisce nell’acqua: $0{,}409/18{,}02 = 0{,}022\,70$ mol di H₂O, quindi $0{,}045\,39$ mol di H, cioè 0,0458 g.

L’ossigeno del composto si trova per differenza (non dai prodotti, perché la combustione ne aggiunge): $0{,}500 - 0{,}2726 - 0{,}0458 = 0{,}1816$ g, cioè $0{,}011\,35$ mol.

Rapporti, dividendo per 0,011 35: C 2,00; H 4,00; O 1,00. Formula empirica C₂H₄O, massa 44,05 g/mol. $88{,}1/44{,}05 = 2$ : formula molecolare C₄H₈O₂ (per esempio l’acetato di etile).

Esercizio 10. Un gas in condizioni non normali

1,20 g di magnesio reagiscono con acido cloridrico in eccesso: $\text{Mg} + 2\,\text{HCl} \to \text{MgCl}_2 + \text{H}_2$ . Che volume di idrogeno si raccoglie a 25 °C e 0,980 atm?

Risultato: 1,23 L.

Soluzione

Moli di Mg: $1{,}20/24{,}31 = 0{,}049\,36$ mol, uguali alle moli di H₂.

$V = nRT/P = 0{,}049\,36\cdot 0{,}082\,06\cdot 298{,}15/0{,}980 = 1{,}23$ L. Non si può usare 22,4 L/mol, che vale solo a 0 °C e 1 atm.

Livello esame

Esercizio 11. Titolazione redox di un minerale di ferro

1,000 g di un minerale di ferro viene sciolto in acido e tutto il ferro portato a Fe²⁺. La soluzione richiede 22,5 mL di KMnO₄ 0,0200 M per essere titolata in ambiente acido. Calcola la percentuale in massa di ferro nel minerale.

Risultato: 12,6 %.

Soluzione

Reazione bilanciata con le semireazioni (approfondimento): riduzione $\text{MnO}_4^- + 8\,\text{H}^+ + 5\,e^- \to \text{Mn}^{2+} + 4\,\text{H}_2\text{O}$ ; ossidazione $\text{Fe}^{2+} \to \text{Fe}^{3+} + e^-$ , da moltiplicare per 5:

$\text{MnO}_4^- + 5\,\text{Fe}^{2+} + 8\,\text{H}^+ \to \text{Mn}^{2+} + 5\,\text{Fe}^{3+} + 4\,\text{H}_2\text{O}$

Moli di permanganato: $0{,}0200\cdot 0{,}0225 = 4{,}50\cdot 10^{-4}$ mol. Moli di ferro: $5\cdot 4{,}50\cdot 10^{-4} = 2{,}25\cdot 10^{-3}$ mol, cioè $2{,}25\cdot 10^{-3}\cdot 55{,}85 = 0{,}1257$ g.

Percentuale: $0{,}1257/1{,}000 = 12{,}6$ %.

Esercizio 12. Analisi di una miscela

Un campione di 2,00 g è una miscela di NaCl e KCl. Sciolto in acqua e trattato con AgNO₃ in eccesso, dà 4,30 g di AgCl. Calcola la percentuale in massa di NaCl nella miscela.

Massa di cloruro d'argento in funzione della composizione della miscela — Per un campione di 2,00 g la massa di precipitato varia linearmente tra il valore del KCl puro e quello del NaCl puro. La massa misurata individua sulla retta la frazione di NaCl: il metodo è tanto più preciso quanto più la retta è inclinata, cioè quanto più diverse sono le masse molari.

Risultato: 42,9 %.

Soluzione

Entrambi i cloruri danno una mole di AgCl per mole ( $\text{Cl}^- + \text{Ag}^+ \to \text{AgCl}$ ). Moli di cloruro in tutto: $4{,}30/143{,}32 = 0{,}030\,00$ mol ( $M(\text{AgCl}) = 107{,}87 + 35{,}45 = 143{,}32$ ).

Sia $x$ la massa di NaCl ( $M = 58{,}44$ ); quella di KCl ( $M = 74{,}55$ ) è $2{,}00 - x$ :

$\frac{x}{58{,}44} + \frac{2{,}00 - x}{74{,}55} = 0{,}030\,00$

$0{,}017\,112\,x + 0{,}026\,828 - 0{,}013\,414\,x = 0{,}030\,00$ , cioè $0{,}003\,698\,x = 0{,}003\,175$ , $x = 0{,}859$ g.

Percentuale di NaCl: $0{,}859/2{,}00 = 42{,}9$ %. Il sistema funziona perché le due masse molari sono diverse (approfondimento): la stessa massa di NaCl contiene più cloruro di una di KCl.

Esercizio 13. Un processo industriale in più stadi

L’acido nitrico si produce dall’ammoniaca in tre stadi (processo Ostwald):

$4\,\text{NH}_3 + 5\,\text{O}_2 \to 4\,\text{NO} + 6\,\text{H}_2\text{O}$ , resa 90,0 %;
$2\,\text{NO} + \text{O}_2 \to 2\,\text{NO}_2$ , resa 95,0 %;
$3\,\text{NO}_2 + \text{H}_2\text{O} \to 2\,\text{HNO}_3 + \text{NO}$ , resa 100 %.

Quanti kg di HNO₃ si ottengono da 100 kg di NH₃, senza riciclare l’NO prodotto nel terzo stadio?

Processo in più stadi dall'ammoniaca all'acido nitrico — Ogni stadio parte da quanto ottenuto dal precedente, quindi la resa complessiva è il prodotto delle rese dei singoli stadi.

Risultato: circa 211 kg.

Soluzione

Moli di ammoniaca: $100\,000/17{,}03 = 5872$ mol.

Stadio 1: NO teorico 5872 mol (rapporto 4 a 4), effettivo $0{,}900\cdot 5872 = 5285$ mol.

Stadio 2: NO₂ $0{,}950\cdot 5285 = 5021$ mol (rapporto 2 a 2).

Stadio 3: HNO₃ $\frac{2}{3}\cdot 5021 = 3347$ mol, cioè $3347\cdot 63{,}01 = 210{,}9$ kg.

Osservazione: la resa complessiva in azoto è $0{,}900\cdot 0{,}950\cdot\frac{2}{3} = 57$ %. Negli impianti reali l’NO del terzo stadio viene riossidato e riciclato, e la resa sale oltre il 90 %.

Esercizio 14. Una miscela di gas

10,0 L di una miscela di metano ed etano, bruciati completamente, consumano 26,0 L di ossigeno, misurati alla stessa temperatura e pressione. Trova la composizione in volume della miscela e il volume di CO₂ prodotta.

Risultato: 60 % CH₄, 40 % C₂H₆; 14,0 L di CO₂.

Soluzione

A stessa temperatura e pressione, i volumi dei gas sono proporzionali alle moli (legge di Avogadro), quindi si può ragionare direttamente in litri.

Reazioni: $\text{CH}_4 + 2\,\text{O}_2 \to \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}$ e $\text{C}_2\text{H}_6 + \frac{7}{2}\,\text{O}_2 \to 2\,\text{CO}_2 + 3\,\text{H}_2\text{O}$ .

Con $x$ litri di metano e $y$ di etano: $x + y = 10{,}0$ e $2x + 3{,}5y = 26{,}0$ . Sostituendo $y = 10{,}0 - x$ : $2x + 35{,}0 - 3{,}5x = 26{,}0$ , quindi $x = 6{,}0$ L e $y = 4{,}0$ L.

CO₂: $6{,}0 + 2\cdot 4{,}0 = 14{,}0$ L.

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Livello base

Esercizio 1. Moli, unità formula e atomi

Esercizio 2. Composizione percentuale

Esercizio 3. Combustione del propano

Esercizio 4. Formula empirica e molecolare

Esercizio 5. Un gas da una decomposizione

Livello medio

Esercizio 6. Reagente limitante e reagente in eccesso

Esercizio 7. Purezza e resa

Esercizio 8. Una titolazione acido-base

Esercizio 9. Analisi per combustione

Esercizio 10. Un gas in condizioni non normali

Livello esame

Esercizio 11. Titolazione redox di un minerale di ferro

Esercizio 12. Analisi di una miscela

Esercizio 13. Un processo industriale in più stadi

Esercizio 14. Una miscela di gas

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