Esercizi sulla stechiometria delle reazioni chimiche

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In questo articolo troverete 8 esercizi sulla stechiometria delle reazioni chimiche. La stechiometria delle reazioni chimiche è un principio fondamentale della chimica generale, essenziale per determinare i rapporti quantitativi tra reagenti e prodotti nelle trasformazioni chimiche. Basata sulla legge della conservazione della massa e sulle leggi ponderali, la stechiometria consente di prevedere la quantità di prodotto ottenibile e di ottimizzare l’uso dei reagenti. Questi concetti trovano applicazione in numerosi ambiti scientifici e ingegneristici, risultando cruciali nella progettazione e ottimizzazione dei processi industriali.

In questo modulo di esercizi sulla stechiometria delle reazioni chimiche si approfondirà la stechiometria applicata alle reazioni chimiche, con un focus sui calcoli quantitativi. Per affrontare al meglio gli esercizi, è fondamentale una conoscenza preliminare di concetti chiave quali mole, massa atomica e molecolare relative, massa equivalente, normalità, legge dei gas perfetti, reagente limitante, resa teorica, resa effettiva e resa percentuale. La comprensione di questi principi permette di sviluppare un approccio metodico alla risoluzione dei problemi stechiometrici.

La raccolta di esercizi proposta segue un livello di difficoltà progressivo, guidando lo studente attraverso spiegazioni chiare e dettagliate. .

Esercizi sulla stechiometria delle reazioni chimiche: autori e revisori

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Autore: Fulvio Benintende.

Revisori: Joan Pasqual Guilabert.

Esercizi sulla stechiometria delle reazioni chimiche: testi degli esercizi

Esercizio 1 $(\bigstar\largewhitestar\largewhitestar\largewhitestar\largewhitestar)$ . Un campione di zinco puro al $95\%$ , del peso di $10 \, \text{g}$ , viene trattato con acido cloridrico. Avviene la reazione:

$Zn + 2HCl \Rightarrow ZnCl_2 + H_2$

Calcolare quanti grammi di $HCl$ partecipano alla reazione.

Osservazione preliminare.

Per risolvere l’esercizio si propongono 3 diversi metodi, che si basano rispettivamente sulle moli dei reagenti, sulle masse equivalenti e sulla proporzionalità tra le masse dei reagenti. Prima di illustrare i tre metodi, osserviamo che la quantità di $Zn$ che parteciperà alla reazione sarà:

$m_{\ch{Zn}} = 0,95 \cdot 10 \, \text{g} = 9,5 \, \text{g}.$

Svolgimento metodo 1.

Ragionamento sulle moli dei reagenti

Le specie di una data reazione chimica stanno tra loro secondo rapporti ben definiti, dipendenti dai rispettivi coefficienti stechiometrici, per i quali, in questo caso, possiamo scrivere:

$1 \, \text{mol}_{Zn} : 2 \, \text{mol}_{HCl}$

In $9,5 \, \text{g}$ di $Zn$ è contenuto un numero di moli uguale a:

$n_{Zn} = \frac{m}{M_r} = \frac{9,5}{65,37} \, \frac{\text{g}}{\text{g/mol}} = 0,145 \, \text{mol}$

Possiamo impostare la seguente proporzione:

$1 : 0,145 \, \text{mol}_{\ch{Zn}} = 2 : n_{\ch{HCl}} \implies n_{\ch{HCl}} = 2 \cdot 0,145 = 0,29 \, \text{mol}.$

La massa di $HCl$ richiesta sarà:

$\boxcolorato{chimica}{ m_{\ch{HCl}} = n_{\ch{HCl}} \cdot M_r_{\ch{HCl}} = 0,29 \, \text{mol} \cdot 36,46 \, \frac{\text{g}}{\text{mol}} = 10,6 \, \text{g}.}$

Svolgimento metodo 2.

Ragionamento sulle masse equivalenti dei reagenti

Si ricordi che la definizione di massa equivalente¹ prevede che, in una reazione, 1 equivalente di una specie si leghi solo a 1 equivalente di un’altra, per restituire 1 equivalente di prodotto.

Calcoliamo la massa equivalente di $Zn$ :

$m_{\text{eq},\ch{Zn}} = \frac{65,37 \, \text{g}}{2} = 32,69 \, \frac{\text{g}}{\text{eq}}.$

Il valore “2” è il numero di elettroni scambiati (per mole) dallo zinco nella reazione in qualità di riducente ( $Zn^0 \Rightarrow Zn^{2+} + 2e^-$ ).

L’ $HCl$ avrà, invece, una massa equivalente di:

$m_{\text{eq},\ch{HCl}} = \frac{36,46 \, \text{g}}{1} = 36,46 \, \frac{\text{g}}{\text{eq}}$

“1” è il numero di elettroni scambiati, per mole, dall’idrogeno nella reazione in qualità di ossidante.

Impostiamo, ora, la proporzione che lega tra loro le masse in grammi alle masse equivalenti:

$m_{\text{eq},\ch{Zn}} : m_{\ch{Zn}} = m_{\text{eq},\ch{HCl}} : m_{\ch{HCl}}$

Possiamo ricavare la massa richiesta:

$\boxcolorato{chimica}{m_{\ch{HCl}} = \frac{m_{\ch{Zn}} \cdot m_{\text{eq},\ch{HCl}}}{m_{\text{eq},\ch{Zn}}} = \frac{9,5 \, \text{g} \cdot 36,46 \, \frac{\text{g}}{\text{eq}}}{32,69 \, \frac{\text{g}}{\text{eq}}} = 10,6 \, \text{g}.}$

$\[\]$

$m_{eq} \, \left(\frac{g}{eq}\right) = \frac{M_r}{VO} \, \left(\frac{g}{mol}\right) \bigg/ \left(\frac{eq}{mol}\right)$

dove $VO$ è la valenza operativa (il numero di moli di particelle che entrano in gioco in relazione a una mole di sostanza). In particolare: reazione redox:

$m_{eq} = \frac{M_r}{\text{n° di } e^- \text{ scambiati dalla specie}}$

reazione acido-base:

$m_{eq} = \frac{M_r}{\text{H}^+ \text{ prodotti dall'acido}} \quad \text{oppure} \quad m_{eq} = \frac{M_r}{\text{(OH)}^- \text{ prodotti dalla base}}$

dissociazione di un sale:

$m_{eq} = \frac{M_r}{\text{n° di cariche positive o negative prodotte per dissociazione}}.$

↩

Svolgimento metodo 3.

Proporzionalità tra masse reagenti

Poiché, in base ai coefficienti stechiometrici, è possibile impostare proporzioni ben definite tra le masse dei reagenti, si può scrivere:

$1 \cdot M_r(\ch{Zn}) : 2 \cdot M_r(\ch{HCl}) = m_{\ch{Zn}} : m_{\ch{HCl}},$

da cui

$\boxcolorato{chimica}{m_{\ch{HCl}} = \frac{2 \cdot M_r(\ch{HCl}) \cdot m_{\ch{Zn}}}{M_r(\ch{Zn})} = \frac{(2 \cdot 36,46 \, \frac{\text{g}}{\text{mol}}) \cdot 9,5 \, \text{g}}{65,38 \, \frac{\text{g}}{\text{mol}}} = 10,6 \, \text{g}. }$

Esercizio 2 $(\bigstar\largewhitestar\largewhitestar\largewhitestar\largewhitestar)$ . Calcolare il volume di idrogeno che si forma se la reazione dell’esercizio 1 avviene alla temperatura di $45 \, ^\circ\text{C}$ e alla pressione di $\text{2,5} \, \text{atm}$ .

Svolgimento.

Per calcolare il volume di $H_2$ prodotto, utilizziamo la legge dei gas perfetti:

$P \cdot V = nRT$

Si conoscono tutti i termini dell’equazione tranne il numero di moli di $H_2$ , che possiamo ricavare dalla stechiometria della reazione:

$Zn + 2HCl \Rightarrow ZnCl_2 + H_2$

Dall’esercizio 1 sappiamo che la massa di zinco puro che reagisce è:

$m_{Zn} = 9,5 \, \text{g}$

Le moli di zinco che partecipano alla reazione sono:

$n_{Zn} = \frac{m_{Zn}}{M_r(Zn)} = \frac{9,5 \, \text{g}}{65,37 \, \text{g/mol}} = 0,145 \, \text{mol}$

Poiché il rapporto stechiometrico tra $Zn$ e $H_2$ è $1:1$ , le moli di idrogeno prodotte saranno:

$n_{H_2} = 0,145 \, \text{mol}$

Convertiamo ora la temperatura in kelvin:

$T = 45 + 273,15 = 318,15 \, \text{K}$

Sostituendo i valori nell’equazione dei gas perfetti, si ottiene:

$\boxcolorato{chimica}{ V = \frac{nRT}{P} = \frac{0,145 \, \text{mol} \cdot 0,0821 \, \frac{\text{L} \cdot \text{atm}}{\text{mol} \cdot \text{K}} \cdot 318,15 \, \text{K}}{2,5 \, \text{atm}} = 1,5 \, \text{L}. }$

Esercizio 3 $(\bigstar\largewhitestar\largewhitestar\largewhitestar\largewhitestar)$ . Per preparare il clorato di potassio ( $M_r = \text{122,55}$ ) si può ricorrere a due reazioni consecutive:

$Cl_2 + 2KOH \Rightarrow KCl + KClO + H_2O$
$3KClO \Rightarrow 2KCl + KClO_3$

Calcolare la massa di cloro ( $M_r = \text{70,90}$ ) necessaria per produrre $250 \, \text{g}$ di $KClO_3$ .

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