Introduzione

In questo articolo tratteremo le reazioni chimiche e la composizione percentuale dei composti, elementi fondamentali della chimica generale. Questi concetti sono essenziali per comprendere come determinare la formula di un composto partendo dai dati sperimentali e come bilanciare correttamente le reazioni chimiche applicando la legge di conservazione della massa di Lavoisier.

La Massa Percentuale

La massa percentuale di un elemento in un composto rappresenta la percentuale di massa di un elemento rispetto alla massa totale del composto. Questa grandezza è particolarmente utile in quanto può essere determinata sperimentalmente tramite analisi chimica e permette di risalire alla formula molecolare di una sostanza. La massa percentuale di un elemento X in un composto si calcola come:

\begin{equation}
\text{Massa } \% \text{ X} = \frac{\text{massa dell'elemento X nel composto}}{\text{massa totale del composto}} \times 100
\end{equation}

Se considerassimo una mole di composto, la formula diventa:

\begin{equation}
\text{Massa } \% \text{ X} = \frac{n_X \times MM_X}{MM_{\text{composto}}} \times 100
\end{equation}

Dove:

• $n_X$ è il numero di moli dell'elemento X nella formula del composto
• $MM_X$ è la massa molare dell'elemento X
• $MM_{composto}$ è la massa molare del composto

Esempio: Calcolo della Massa Percentuale in NH3

Prendiamo come esempio l'ammoniaca (NH3). Per calcolare la massa percentuale degli elementi che la compongono facciamo i seguenti passaggi.

Per l'azoto (N):

• Numero di moli di N in NH₃: 1
• Massa molare di N: 14,007 g/mol
• Massa molare di NH₃: 17,031 g/mol

\begin{equation}
\text{Massa } \% \text{ N} = \frac{1 \times \SI{14.007}{\gram\per\mole}}{\SI{17.031}{\gram\per\mole}} \times 100 = 82.24\%
\end{equation}

Per l'idrogeno (H):

• Numero di moli di H in NH₃: 3
• Massa molare di H: 1,008 g/mol
• Massa molare di NH₃: 17,031 g/mol

\begin{equation}
\text{Massa } \% \text{ H} = \frac{3 \times \SI{1.008}{\gram\per\mole}}{\SI{17.031}{\gram\per\mole}} \times 100 = 17.76\%
\end{equation}

Dalla Massa Percentuale alla Formula Molecolare

Naturalmente, è possibile seguire anche il percorso inverso: partendo dalla composizione percentuale in massa, determinata sperimentalmente tramite analisi chimica, possiamo risalire alla formula di un composto. Innanzi tutto abbiamo bisogno delle masse percentuali di ogni elemento del composto, inoltre, al fine di ricavare la formula molecolare, sarà necessaria anche la massa molare della molecola trattata. Vediamo nel dettaglio il procedimento da seguire:

1. STADIO 1: Considerare un campione di 100 g del composto (per comodità visto che abbiamo le percentuali). Le masse percentuali ci daranno direttamente i grammi di ciascun elemento presenti in questo campione.
2. STADIO 2: Convertire le masse in moli dividendo per le rispettive masse molari degli elementi.
3. STADIO 3: Calcolare il rapporto molare dividendo tutte le moli per il valore più piccolo, ottenendo così la formula minima (o empirica).
4. STADIO 4: Se è nota la massa molare del composto, determinare la formula molecolare dividendo la massa molare del composto per la massa molare della formula minima. Il risultato indicherà quante volte la formula minima va moltiplicata per ottenere la formula molecolare, in altre parole ci dice il fattore con cui bisogna aggiustare i pedici degli elementi.

Esempio: Determinazione della Formula dell'Idrazina

Supponiamo di avere un composto con la seguente composizione percentuale:

• 87,42% di N
• 12,58% di H

E sappiamo che la sua massa molare è 32,05 g/mol.

STADIO 1: In 100 g del composto abbiamo:

• 87,42 g di N
• 12,58 g di H

STADIO 2: Convertiamo in moli:

• Moli di N = 87,42 g ÷ 14,007 g/mol = 6,241 mmol
• Moli di H = 12,58 g ÷ 1,008 g/mol = 12,48 mmol

STADIO 3: Troviamo il rapporto molare:

• N : H = 6,241 : 12,48 = 1 : 2

Quindi la formula minima è NH₂.

STADIO 4: Calcoliamo la massa molare della formula minima:

• MM(NH₂) = 14,007 + 2 × 1,008 = 16,023 g/mol

Troviamo il rapporto:

• 32,05 g/mol ÷ 16,023 g/mol = 2

Quindi la formula molecolare è (NH₂)₂ = N₂H₄, che è l'idrazina.

Le Reazioni Chimiche

Le reazioni chimiche rappresentano il cuore della chimica: sono processi in cui sostanze chiamate reagenti si trasformano in nuove sostanze denominate prodotti. Durante questi processi, i legami chimici vengono rotti e formati, portando alla creazione di nuovi composti con proprietà diverse rispetto ai reagenti iniziali.
Una reazione chimica può essere rappresentata mediante un'equazione chimica, nella quale i reagenti sono scritti sul lato sinistro e i prodotti sul lato destro, separati da una freccia che indica la direzione della reazione:

\begin{equation}
\text{Reagenti} \longrightarrow \text{Prodotti}
\end{equation}

Ogni reazione chimica deve rispettare il principio fondamentale della conservazione della massa enunciato da Antoine Lavoisier: "Nulla si crea, nulla si distrugge, tutto si trasforma''. Questo significa che la massa totale delle sostanze coinvolte rimane costante durante qualsiasi trasformazione chimica.
Per garantire il rispetto della legge di conservazione della massa, è necessario che le equazioni chimiche siano bilanciate, ovvero che il numero di atomi di ciascun elemento presente nei reagenti sia uguale al numero di atomi dello stesso elemento nei prodotti. Se questa condizione non è soddisfatta, occorre introdurre opportuni coefficienti stechiometrici (numeri interi posti davanti alle formule chimiche) per bilanciare l'equazione. Il bilanciamento di un'equazione chimica è un passaggio fondamentale per calcolare le quantità di reagenti necessarie e di prodotti ottenibili, e costituisce la base dei calcoli stechiometrici.

Classificazione delle Reazioni Chimiche

Le reazioni chimiche possono essere classificate in diverse tipologie in base a come si combinano i reagenti e a quali sono i prodotti che si formano. Questa classificazione ci permette di comprendere meglio le trasformazioni chimiche e di prevedere i prodotti di reazioni simili.

Reazioni di Sintesi o Composizione

Le reazioni di sintesi (o composizione) sono caratterizzate dall'unione di due o più reagenti per formare un unico prodotto:

\begin{equation}
\text{A} + \text{B} \longrightarrow \text{AB}
\end{equation}

Un esempio classico è la sintesi dell'acqua a partire da idrogeno e ossigeno:
\begin{equation}
\ce{2H2 + O2 -> 2H2O}
\end{equation}

Reazioni di Decomposizione

Le reazioni di decomposizione rappresentano il processo inverso rispetto alle reazioni di sintesi. In queste reazioni, un composto si scinde in due o più sostanze più semplici:

\begin{equation}
\text{AB} \longrightarrow \text{A} + \text{B}
\end{equation}

Un esempio è la decomposizione del carbonato di calcio per formare ossido di calcio e anidride carbonica:
\begin{equation}
\ce{CaCO3 -> CaO + CO2}
\end{equation}

Reazioni di Dissociazione

Le reazioni di dissociazione sono un tipo particolare di decomposizione in cui un composto si scinde in ioni. Queste reazioni avvengono tipicamente in soluzione acquosa:

\begin{equation}
\text{AB} \longrightarrow \text{A}^+ + \text{B}^-
\end{equation}

Ad esempio, la dissociazione del cloruro di sodio in acqua:
\begin{equation}
\ce{NaCl_{(aq)} -> Na+_{(aq)} + Cl-_{(aq)}}
\end{equation}

Reazioni di Scambio

Nelle reazioni di scambio (o doppio scambio), gli elementi di due composti si scambiano tra loro, formando due nuovi composti:

\begin{equation}
\text{AB} + \text{CD} \longrightarrow \text{AC} + \text{BD}
\end{equation}

Un esempio tipico è la reazione tra nitrato d'argento e cloruro di sodio:
\begin{equation}
\ce{AgNO3_{(aq)} + NaCl_{(aq)} -> AgCl_{(s)} + NaNO3_{(aq)}}
\end{equation}

Reazioni di Ossido-Riduzione (Redox)

Le reazioni di ossido-riduzione, o redox, sono caratterizzate dal trasferimento di elettroni tra le specie chimiche coinvolte, con conseguente variazione dei numeri di ossidazione degli elementi. In queste reazioni avvengono simultaneamente due processi:

• Ossidazione: perdita di elettroni da parte di una specie chimica (aumento del numero di ossidazione)
• Riduzione: acquisto di elettroni da parte di una specie chimica (diminuzione del numero di ossidazione)

La specie che si ossida (cede elettroni) è chiamata agente riducente, mentre la specie che si riduce (acquista elettroni) è chiamata agente ossidante. In ongi reazione redox è presente sia un processo di ossidazione che uno di riduzione, in quanto la carica si conserva. Infatti gli elettroni che vengono ceduti non possono "sparire", ma dovranno essere riacquistati tramite una reazione di riduzione.

Un sottogruppo importante delle reazioni redox sono le reazioni di combustione, che avvengono in presenza di ossigeno molecolare ($\ce{O2}$) e spesso producono anidride carbonica e acqua, con rilascio di energia sotto forma di calore e luce.

Numeri di Ossidazione: Regole e Applicazioni

Il numero di ossidazione (n.o.) rappresenta la carica elettrica formale che un atomo assume all'interno di un composto o di uno ione poliatomico. Questo concetto è fondamentale per comprendere le reazioni redox e permette di tracciare il trasferimento di elettroni tra le specie chimiche.

Regole per l'Assegnazione dei Numeri di Ossidazione

Esistono alcune regole semplici ma efficaci per determinare il numero di ossidazione degli atomi:

1. Regola della somma algebrica:
   • In un composto neutro, la somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi è zero.
   • In uno ione poliatomico, la somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi è uguale alla carica dello ione.
2. Elementi allo stato libero: Nelle sostanze elementari (come O₂, Na, Cl₂), il numero di ossidazione di ciascun atomo è zero.
3. Metalli alcalini (Gruppo 1): Li, Na, K, Rb, Cs, Fr hanno sempre n.o. +1 nei composti.
4. Metalli alcalino-terrosi (Gruppo 2): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra hanno sempre n.o. +2 nei composti.
5. Idrogeno: Ha generalmente n.o. +1 (es. H₂O, HCl), tranne negli idruri metallici dove assume n.o. -1 (es. NaH, CaH₂).
6. Ossigeno: Ha generalmente n.o. -2 (es. H₂O, CO₂), con eccezioni:
   • Nei perossidi (H₂O₂, Na₂O₂) ha n.o. -1
   • Nei superossidi (KO₂) ha n.o. -1/2
   • Nei composti con fluoro (OF₂) può avere n.o. positivo
7. Alogeni (Gruppo 17):
   • Hanno generalmente n.o. -1 nei composti binari (es. NaCl, HBr)
   • Possono assumere n.o. positivi negli ossiacidi e nei loro sali (es. in HClO₄, il cloro ha n.o. +7)
   • Il fluoro, essendo l'elemento più elettronegativo, ha sempre n.o. -1
8. Metalli di transizione: Possono avere diversi numeri di ossidazione, a seconda del composto.

Esempi di Calcolo del Numero di Ossidazione

Esempio 1: Determiniamo il numero di ossidazione del manganese in KMnO₄.

Abbiamo:

• K ha n.o. +1 (regola dei metalli alcalini)
• O ha n.o. -2 (regola dell'ossigeno)
• Secondo la regola della somma algebrica, per un composto neutro abbiamo:

n.o.(K) + n.o.(Mn) + 4 · n.o.(O) = 0

Sostituendo i valori noti:

+1 + n.o.(Mn) + 4 · (-2) = 0

+1 + n.o.(Mn) - 8 = 0

n.o.(Mn) = +7

Esempio 2: Determiniamo il numero di ossidazione dello zolfo in H₂SO₄.

Abbiamo:

• H ha n.o. +1 (regola dell'idrogeno)
• O ha n.o. -2 (regola dell'ossigeno)
• Secondo la regola della somma algebrica:

2 · n.o.(H) + n.o.(S) + 4 · n.o.(O) = 0

Sostituendo i valori noti:

2 · (+1) + n.o.(S) + 4 · (-2) = 0

+2 + n.o.(S) - 8 = 0

n.o.(S) = +6

Esempio 3: Determiniamo il numero di ossidazione del fosforo in PO₄³⁻.

Abbiamo:

• O ha n.o. -2 (regola dell'ossigeno)
• Per uno ione poliatomico, la somma dei numeri di ossidazione è pari alla carica dello ione:

n.o.(P) + 4 · n.o.(O) = -3

Sostituendo:

n.o.(P) + 4 · (-2) = -3

n.o.(P) - 8 = -3

n.o.(P) = +5

Importanza dei Numeri di Ossidazione nelle Reazioni Redox

Il concetto di numero di ossidazione è fondamentale per:

• Identificare se una reazione è di tipo redox
• Determinare quale specie si ossida (aumento del n.o.) e quale si riduce (diminuzione del n.o.)
• Identificare l'agente ossidante (che si riduce, accettando elettroni) e l'agente riducente (che si ossida, cedendo elettroni)
• Bilanciare correttamente le reazioni redox con il metodo delle semireazioni

L'analisi delle variazioni dei numeri di ossidazione permette di comprendere il flusso di elettroni in una reazione chimica, che è l'essenza stessa delle reazioni redox. Questo approccio consente di prevedere la reattività di diverse specie chimiche e di progettare reazioni con applicazioni in vari campi, dalla chimica industriale all'elettrochimica.

Bilanciamento delle Reazioni Redox

Il bilanciamento delle reazioni redox quando avvengono in soluzione acquosa richiede un'attenzione particolare. L'unico modo per bilanciare queste reazioni è usare il metodo ionico-elettronico o metodo delle semireazioni.

Metodo delle Semireazioni

Questo metodo si articola nei seguenti passaggi:

1. Nei reagenti e nei prodotti, alcuni composti hanno al pedice la dicitura (sol), questo significa che in soluzione acquosa questi composti separano gli ioni da cui sono formati. Quindi il primo passaggio consiste nel dividere gli ioni di questi composti
2. Identificare gli elementi che cambiano numero di ossidazione tra reagenti e prodotti
3. Separare la reazione complessiva in due semireazioni: ossidazione e riduzione
4. Nella reazione di ossidazione si mettono gli elettroni ceduti tra i prodotti, viceversa nella reazione di riduzione gli elettroni acquistati si mettono tra i reagenti
5. Per ogni semireazione:
   • Bisogna bilanciare le cariche aggiungendo ioni \ce{H+}, se in ambiente acido, o ioni \ce{OH-} se in ambiente basico. Per capire se l'ambiente è acido o basico, basta vedere che tipo di ioni vengono rilasciati tra i reagenti
   • Bilanciare le masse aggiungendo molecole di \ce{H2O} per bilanciare gli atomi di ossigeno e di idrogeno aggiunti per bilanciare le cariche
6. Moltiplicare le semireazioni per coefficienti appropriati in modo che il numero di elettroni ceduti nella semireazione di ossidazione equivalga al numero di elettroni acquisiti nella semireazione di riduzione
7. Sommare le due semireazioni bilanciate, eliminando le specie chimiche che compaiono in entrambi i membri dell'equazione; in particolare, grazie al passaggio precedente, si eliminerrano gli elettroni
8. Riaccorpare tutti gli ioni in maniera opportuna
9. Verificare che la reazione finale sia bilanciata sia rispetto agli atomi che alle cariche

Esempio

Consideriamo la reazione tra permanganato di potassio, cloruro ferroso e acido cloridrico:

\begin{equation}
\ce{KMnO4 + FeCl2 + HCl -> FeCl3 + MnCl2 + KCl + H2O}
\end{equation}

Passo 1: Identifichiamo gli elementi che cambiano numero di ossidazione.

Il manganese passa da +7 a +2 (riduzione) e il ferro passa da +2 a +3 (ossidazione).

Passo 2: Scriviamo le due semireazioni.

Ossidazione del ferro:
\begin{equation}
\ce{Fe^{2+} -> Fe^{3+} + e^-}
\end{equation}

Riduzione del manganese:
\begin{equation}
\ce{MnO4^- + 5e- -> Mn^{2+}}
\end{equation}

Passo 3: Bilanciamo le cariche delle semireazioni.
L'ossidazione è già bilanciata, in quanto la carica dei reagenti e dei prodotti è la stessa \ce{2+}.
Per la riduzione vediamo che i reagenti hanno carica \ce{6-}, mentre i prodotti hanno carica \ce{2+}. Quindi aggiungiamo $8$ ioni \ce{H+} ai reagenti al fine di avere la stessa carica in ambo i lati dell'equazione:
\begin{equation}
\ce{MnO4^- + 8H+ -> Mn^{2+} }
\end{equation}

Passo 4: Dobbiamo bilanciare le masse, di nuovo la reazione di ossidazione è già ben bilanciata, mentre per quella di riduzione, al fine di bilanciarla, bisogna aggiungere 4 moli di \ce{H2O} nei prodotti, cioè:
\begin{equation}
\ce{MnO4^- + 8H+ -> Mn^{2+} + 4H2O }
\end{equation}
Verifichiamo il bilanciamento:

• Mn: 1 a sinistra, 1 a destra
• O: 4 a sinistra, 4 a destra (in \ce{4H2O})
• H: 8 a sinistra, 8 a destra (in \ce{4H2O})

Passo 5: Moltiplichiamo la semireazione di ossidazione per 5 per avere lo stesso numero di elettroni ceduti rispetto a quelli acquistati nella riduzione:
\begin{equation}
\ce{5Fe^{2+} -> 5Fe^{3+} + 5e^-}
\end{equation}

Passo 6: Sommiamo le due semireazioni:
\begin{equation}
\ce{MnO4^- + 5Fe^{2+} + 8H+ -> Mn^{2+} + 5Fe^{3+} + 4H2O}
\end{equation}

Attenzione: Per le reazioni redox in ambiente basico, il procedimento è simile, ma si utilizzano ioni \ce{OH-} anziché \ce{H+}. Se inizialmente si bilancia in ambiente acido, si può convertire aggiungendo tanti ioni \ce{OH-} quanti sono gli ioni \ce{H+} presenti, formando molecole di \ce{H2O}.

Calcoli Stechiometrici

I coefficienti stechiometrici di una reazione bilanciata rappresentano i rapporti molari tra reagenti e prodotti. Questi rapporti sono fondamentali per determinare le quantità di reagenti necessarie e di prodotti ottenibili in una reazione.

Reagenti Limitanti ed Eccesso

In una reazione chimica, non sempre i reagenti sono presenti nelle esatte proporzioni stechiometriche. Spesso, uno dei reagenti è presente in quantità inferiore rispetto a quanto richiesto dalla stechiometria della reazione: questo reagente viene definito reagente limitante, poiché determina la quantità massima di prodotto che può essere ottenuta. I reagenti presenti in quantità superiore a quella richiesta dalla stechiometria vengono chiamati reagenti in eccesso e non verranno completamente consumati durante la reazione.

Un'analogia efficace per comprendere questi concetti è quella della preparazione di un panino: se abbiamo 5 fette di pane e 3 fette di formaggio, possiamo preparare al massimo 3 panini (il formaggio è il reagente limitante), mentre avanzeranno 2 fette di pane (reagente in eccesso).

Applicazione Pratica

Consideriamo la reazione di formazione del tricloruro di fosforo:

\begin{equation}
\ce{P4(s) + 6Cl2(g) -> 4PCl3(l)}
\end{equation}

Esempio 1: Se mettiamo a reagire \SI{123.9}{\gram} di \ce{P4} con \SI{425.4}{\gram} di \ce{Cl2}, quanti grammi di \ce{PCl3} si otterranno?

1. Convertiamo le masse in moli:
   • Moli di \ce{P4} = \SI{123.9}{\gram} ÷ \SI{123.9}{\gram\per\mole} = \SI{1.000}{\mole}
   • Moli di \ce{Cl2} = \SI{425.4}{\gram} ÷ \SI{70.9}{\gram\per\mole} = \SI{6.000}{\mole}
2. Verifichiamo i rapporti stechiometrici:
   • Rapporto stechiometrico \ce{P4}:\ce{Cl2} = 1:6
   • Rapporto tra le moli reali = 1.000:6.000 = 1:6
3. Le proporzioni sono esatte, quindi entrambi i reagenti saranno completamente consumati. Calcoliamo le moli di \ce{PCl3} prodotte:
   • Moli di \ce{PCl3} = 4 × moli di \ce{P4} = 4 × \SI{1.000}{\mole} = \SI{4.000}{\mole}
4. Convertiamo le moli in massa:
   • Massa di \ce{PCl3} = \SI{4.000}{\mole} × \SI{137.3}{\gram\per\mole} = \SI{549.2}{\gram}

Esempio 2: Se mettiamo a reagire \SI{1.45}{\gram} di \ce{P4} con \SI{3.50}{\gram} di \ce{Cl2}, quanto \ce{PCl3} si forma?

1. Convertiamo le masse in moli:
   • Moli di \ce{P4} = \SI{1.45}{\gram} ÷ \SI{123.9}{\gram\per\mole} = \SI{0.01170}{\mole}
   • Moli di \ce{Cl2} = \SI{3.50}{\gram} ÷ \SI{70.9}{\gram\per\mole} = \SI{0.04937}{\mole}
2. Verifichiamo i rapporti:
   • Rapporto stechiometrico \ce{P4}:\ce{Cl2} = 1:6
   • Rapporto tra le moli reali = 0.01170:0.04937 = 1:4.22
3. Il rapporto reale è inferiore a quello stechiometrico, quindi il \ce{Cl2} è il reagente limitante. Calcoliamo le moli di \ce{PCl3} prodotte:
   • Moli di \ce{PCl3} = $\frac{4}{6}$ × moli di \ce{Cl2} = $\frac{4}{6}$ × \SI{0.04937}{\mole} = \SI{0.03291}{\mole}
4. Convertiamo le moli in massa:
   • Massa di \ce{PCl3} = \SI{0.03291}{\mole} × \SI{137.3}{\gram\per\mole} = \SI{4.52}{\gram}
5. Calcoliamo quanto P₄ rimane non reagito:
   • Moli di \ce{P4} reagite = $\frac{\text{moli di \ce{Cl2}}}{6}$ = \SI{0.00823}{\mole}
   • Moli di \ce{P4} non reagite = 0.01170 - 0.00823 = \SI{0.00347}{\mole}
   • Massa di \ce{P4} non reagita = \SI{0.00347}{\mole} × \SI{123.9}{\gram\per\mole} = \SI{0.43}{\gram}

Tabelle di Reazione

Per analizzare quantitativamente una reazione chimica, è utile organizzare i dati in una tabella di reazione, che riporta le quantità, in moli, dei reagenti e dei prodotti all'inizio (S.I.) e alla fine (S.F.) della reazione.

Per l'esempio precedente:

\[
\begin{array}{|c|c|c|c|}
\hline
& \ce{P_4(s)} & \ce{Cl_2(g)} & \ce{PCl_3(l)} \\
\hline
\text{S.I. (mol)} & 0.01170 & 0.04937 & 0 \\
\hline
\text{S.F. (mol)} & 0.00347 & 0 & 0.03291 \\
\hline
\end{array}
\]

Questa tabella permette di visualizzare facilmente quanto reagente viene consumato e quanto prodotto si forma, facilitando i calcoli stechiometrici e l'identificazione del reagente limitante.

Conclusioni

La comprensione della composizione percentuale e delle reazioni chimiche è fondamentale per qualsiasi studente di chimica. Questi concetti permettono di:

1. Determinare la formula di un composto partendo dai dati sperimentali
2. Bilanciare correttamente le reazioni, anche quelle più complesse come le redox
3. Prevedere le quantità di prodotti ottenibili in una reazione
4. Identificare il reagente limitante e calcolare le quantità di reagenti non consumati

La padronanza di questi strumenti teorici è essenziale per affrontare problemi più complessi in chimica analitica, organica e inorganica.