2.1 Le formule chimiche esprimono i rapporti tra gli elementi in un composto 2.2 Le formule chimiche...
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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 Capitolo 2 Copyright © 2012 Zanichelli editore La composizione delle sostanze e i calcoli stechiometrici 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.
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2.1 Le formule chimiche esprimono i rapporti tra gli elementi in un composto2.2 Le formule chimiche possono essere determinate attraverso misurazioni sperimentali della massa2.3 Una equazione chimica collega le quantità delle sostanze che partecipano a una reazione2.4 Non sempre è possibile ottenere sperimentalmente la quantità di prodotto attesa
Capitolo 2
Copyright © 2012 Zanichelli editore
La composizione delle sostanze e i calcoli stechiometrici
Most of the active principles of medicinesand drugs have natural origin. For instance,they often derive from plants. However,these substances have to be weighed outprecisely in order not to be toxic for bothhuman beings and animals.
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1.1 LE FORMULE CHIMICHE ESPRIMONO I RAPPORTI TRA GLI ELEMENTI IN UN COMPOSTO
Consideriamo la formula chimica dell’acqua, H2O: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.
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1.1 LE FORMULE CHIMICHE ESPRIMONO I RAPPORTI TRA GLI ELEMENTI IN UN COMPOSTO
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 P4O10 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:
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.
La formula P4O10 esprime anche altre equivalenze, ognuna con i rispettivi fattori di conversione:
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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.La percentuale in peso, o composizione percentuale, corrisponde ai grammi di un elemento contenuti in 100 g del composto.
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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: N2O, NO, NO2, N2O3, N2O4 e N2O5.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 CH4, C2H2,C3H8, 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.
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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 H2O e NH3. 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.P4O10, per esempio, sono il doppio di quelli della formula empirica, P2O5; la massa molecolare di P4O10 è perciò doppia rispetto a quella di P2O5.Un altro esempio può essere quello del glucosio, con formula molecolare C6H12O6 e formula empirica CH2O. La massa molecolare sarà pertanto sei volte maggiore rispetto alla massa della 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
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 (C8H18) in presenza di ossigeno (O2), con produzione di diossido di carbonio e vapore acqueo:
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:
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.
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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:
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.
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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»:
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.
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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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►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 (C6H12O6) 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):
2.3 UNA EQUAZIONE CHIMICA COLLEGA LE QUANTITÀ DELLE SOSTANZE CHE PARTECIPANO A UNA REAZIONE
Quanti grammi di ossigeno si devono consumare per utilizzare completamente 1,00 g di glucosio? Il problema può essere riformulato come segue:
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►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:
2.3 UNA EQUAZIONE CHIMICA COLLEGA LE QUANTITÀ DELLE SOSTANZE CHE PARTECIPANO A UNA REAZIONE
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.
