Detto anche: calcoli stechiometrici · reagente limitante
Esercizi gratuiti su Stechiometria con schemi, suggerimenti e soluzioni svolte complete. Valori nuovi ogni volta, su tre livelli: da massa a massa, reagente limitante, resa percentuale.
Esercizio gratuitoFacile
Nella reazione C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O, quale massa m di H2O si forma da 100 g di C3H8? Gli altri reagenti sono in eccesso.
Usa i coefficienti come rapporto molare per trovare le moli della sostanza che ti interessa.
Riconverti in massa con m = n·M. Con due reagenti, trova prima il reagente limitante.
Errori comuni
Usare il rapporto tra le masse invece del rapporto molare.
Dimenticare di bilanciare l’equazione.
Non controllare quale reagente è limitante.
Formule chiave
Moli
n = m/M
Concentrazione
c = n/V
Rapporto molare
usa i coefficienti dell’equazione bilanciata
Reagente limitante
quello che si esaurisce per primo
Resa percentuale
effettiva / teorica × 100%
Impara Stechiometria da zero
1Che cos’è la stechiometria
Un’equazione chimica è una ricetta. 2H₂ + O₂ → 2H₂O dice che due molecole di idrogeno reagiscono con una molecola di ossigeno per dare due molecole di acqua.
La stechiometria usa quella ricetta per rispondere alle domande “quanto?”: quanto prodotto si ottiene da una data quantità di materiale di partenza, o quanto ne serve.
I numeri davanti alle formule sono i coefficienti. Contano le particelle, non i grammi. L’equazione deve essere bilanciata: ogni atomo compare lo stesso numero di volte da entrambi i lati.
Le particelle sono troppo piccole per contarle una a una, quindi i chimici le contano in moli. Una mole è 6,022 × 10²³ particelle, come una dozzina è 12 uova.
Quindi i coefficienti danno anche un rapporto molare: 2 mol di H₂ reagiscono con 1 mol di O₂ e danno 2 mol di H₂O.
Autoverifica In N₂ + 3H₂ → 2NH₃, quante moli di NH₃ si formano da 2 mol di N₂ (con H₂ a sufficienza)?
1 mol
2 mol
4 mol
6 mol
Risposta: 4 mol. 1 mol di N₂ dà 2 mol di NH₃, quindi 2 mol di N₂ danno 4 mol. Dare 2 mol ignora il rapporto molare, e 6 mol usa invece il coefficiente di H₂.
2Moli e massa molare
Una bilancia misura i grammi, ma l’equazione lavora in moli. La massa molare M collega le due cose: è la massa di una mole, in g/mol.
n = m / M m = n · M
Trovi M sommando le masse atomiche dalla tavola periodica. Con H = 1,0, C = 12,0 e O = 16,0:
M(H₂O) = 2 · 1,0 + 16,0 = 18,0 g/mol
M(CO₂) = 12,0 + 2 · 16,0 = 44,0 g/mol
M(CH₄) = 12,0 + 4 · 1,0 = 16,0 g/mol
Esempio: 36 g di acqua sono 36 / 18,0 = 2,0 mol di acqua.
Le domande d’esame di solito danno le masse molari, con due decimali. Usa i valori dati.
Autoverifica Quante moli ci sono in 88 g di CO₂ (M = 44 g/mol)?
0,5 mol
2 mol
3872 mol
88 mol
Risposta: 2 mol. n = m/M = 88/44 = 2 mol. Dividere al contrario (44/88 = 0,5) o moltiplicare (88 · 44) usa la formula capovolta.
3Il metodo passo dopo passo
Ogni domanda da massa a massa segue la stessa strada: dai grammi alle moli, attraverso l’equazione con il rapporto molare, e di nuovo ai grammi.
Controlla che l’equazione sia bilanciata.
Converti la massa data di A in moli: nA = mA / MA.
Usa i coefficienti: nB = nA · b / a, dove a e b sono i coefficienti di A e B.
Riconverti in massa: mB = nB · MB.
Con due reagenti dati, trova prima il reagente limitante e parti da quello.
Per la resa percentuale, confronta la massa effettivamente raccolta con la massa che hai calcolato.
4Un esempio svolto
Segui ogni passaggio. Prova a prevedere il successivo prima di aprirlo.
Esempio svolto
Per la reazione CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O, quale massa m di H₂O si forma da 8,0 g di CH₄? Supponi che l’ossigeno sia in eccesso. Usa M(CH₄) = 16,0 g/mol e M(H₂O) = 18,0 g/mol.
1
Verifica l’equazione
A sinistra: 1 C, 4 H, 4 O. A destra: 1 C, 4 H e 2 + 2 = 4 O. L’equazione è bilanciata.
2
Dalla massa alle moli
n(CH₄) = 8,0 / 16,0 = 0,50 mol
3
Usa il rapporto molare
1 mol di CH₄ dà 2 mol di H₂O, quindi il fattore è 2/1.
n(H₂O) = 0,50 · 2 / 1 = 1,0 mol
4
Dalle moli alla massa
m(H₂O) = 1,0 · 18,0 = 18 g
5
Controlla il risultato
8 g di CH₄ richiedono 1,0 mol di O₂, cioè 32 g. Allora entrano 8 + 32 = 40 g. 0,50 mol di CO₂ sono 22 g, e 22 + 18 = 40 g escono. La massa si conserva, quindi la risposta torna.
Risposta
m(H₂O) = 18 g
5Reagente limitante e resa percentuale
Quando sono dati due reagenti, di solito uno dei due finisce per primo. Quello è il reagente limitante. Decide quanto prodotto si forma; l’altro avanza (in eccesso).
Per trovarlo, dividi le moli di ciascun reagente per il suo coefficiente. Il risultato più piccolo appartiene al reagente limitante.
Esempio: 4,0 g di H₂ (M = 2,0) e 16 g di O₂ (M = 32) reagiscono in 2H₂ + O₂ → 2H₂O. Sono 2,0 mol di H₂ e 0,50 mol di O₂.
H₂: 2,0 / 2 = 1,0 O₂: 0,50 / 1 = 0,50 ⇒ O₂ è il reagente limitante
Quindi 0,50 mol di O₂ danno 0,50 · 2 = 1,0 mol di acqua, cioè 18 g. Parte dell’idrogeno avanza.
In pratica non si raccoglie mai tutto il prodotto. La resa percentuale confronta quanto hai ottenuto con quanto hai calcolato, la resa teorica:
Y = reale / teorica × 100%
Autoverifica La resa teorica di una reazione è 18 g, e ne raccogli 15,3 g. Qual è la resa percentuale?
118%
15,3%
2,7%
85%
Risposta: 85%. Y = 15,3/18 × 100% = 85%. Dividere al contrario dà 118%, che è impossibile: non si può raccogliere più della quantità teorica.
6Errori comuni
Usare il rapporto di massa invece del rapporto molare. I coefficienti contano le moli, mai i grammi.
Lavorare con un’equazione non bilanciata.
Partire dal reagente in eccesso invece che da quello limitante.
Scegliere il reagente limitante in base alla massa più piccola o al numero di moli più piccolo, senza dividere per i coefficienti.
Dividere la resa effettiva per quella teorica al contrario. Una resa non supera mai il 100%.
Arrotondare troppo presto le moli. Tieni tre o quattro cifre significative fino alla fine.
Autoverifica 4,0 g di H₂ (M = 2,0 g/mol) e 16 g di O₂ (M = 32 g/mol) reagiscono: 2H₂ + O₂ → 2H₂O. Quale massa di acqua (M = 18 g/mol) si può formare?
18 g
20 g
36 g
9 g
Risposta: 18 g. O₂ è limitante: 0,50 mol di O₂ danno 1,0 mol di acqua, 18 g. 36 g parte dall’idrogeno, che è in eccesso. 20 g somma le masse, ma parte dell’idrogeno non reagisce.
7Come sono fatte le domande d’esame
Facile: da massa a massa. È dato un reagente, gli altri sono in eccesso. Trova la massa di un prodotto.
Medio: reagente limitante. Sono date le masse di due reagenti. Trova il reagente limitante, poi la massa del prodotto.
Difficile: resa percentuale. Calcola la resa teorica, poi confrontala con la massa raccolta.
Le masse molari sono date nella domanda. Scrivi la mappa m → n → n → m accanto a ogni risposta.
Nella reazione 2Mg + O2 → 2MgO, quale massa m di MgO si forma da 12 g di Mg? Gli altri reagenti sono in eccesso.
M(Mg) = 24,31 g/molM(MgO) = 40,3 g/mol
Calcola m(g)
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Converti la massa data in moli: n = m/M.
I coefficienti danno il rapporto molare: 2 mol di prodotto ogni 2 mol di reagente.
n(Mg) = 12/24,31 = 0,4936 mol.
Mostra la risposta e la soluzione passo passo
Stechiometria: un'equazione bilanciata conta particelle, non grammi. Converti la massa in moli con n = m/M, usa i coefficienti dell'equazione come rapporto molare, poi torna alla massa con m = n·M. Con due reagenti, il reagente limitante è quello che si esaurisce per primo e fissa quanto prodotto si forma.
Moli di reagente
n = 12/24,31 = 0,4936 mol
Rapporto molare
n(MgO) = 0,4936·2/2 = 0,4936 mol
Massa di prodotto
m = 0,4936·40,3 = 19,89 g
Risposta
m = 19,89 g
Esempio 2Media
6 g di C3H8 e 20 g di O2 reagiscono secondo C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O. Quale massa m di H2O si può formare?
M(C3H8) = 44,1M(O2) = 32M(H2O) = 18,02 g/mol
Calcola m(g)
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Converti entrambe le masse in moli.
Dividi ciascuna per il suo coefficiente: il risultato minore corrisponde al reagente limitante.
n(C3H8)/1 = 0,1361, n(O2)/5 = 0,125.
Mostra la risposta e la soluzione passo passo
Stechiometria: un'equazione bilanciata conta particelle, non grammi. Converti la massa in moli con n = m/M, usa i coefficienti dell'equazione come rapporto molare, poi torna alla massa con m = n·M. Con due reagenti, il reagente limitante è quello che si esaurisce per primo e fissa quanto prodotto si forma.
Moli di ogni reagente
n(C3H8) = 6/44,1 = 0,1361 mol
n(O2) = 20/32 = 0,625 mol
Reagente limitante
0,1361/1 = 0,1361, 0,625/5 = 0,125 → O2
Massa di prodotto
n(H2O) = 0,125·4 = 0,5 mol
m = 0,5·18,02 = 9,01 g
Risposta
m = 9,01 g
Esempio 3Difficile
Nella reazione CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O, 10 g di CH4 reagiscono completamente (gli altri reagenti in eccesso) e si raccolgono 17,01 g di CO2. Trova la resa percentuale Y.
M(CH4) = 16,04 g/molM(CO2) = 44,01 g/molreale: 17,01 g
Calcola Y(%)
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Trova prima la resa teorica: la massa che si formerebbe se reagisse tutto.
Resa percentuale = reale/teorica × 100.
teorica: 0,6234 mol·1/1·44,01.
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Stechiometria: un'equazione bilanciata conta particelle, non grammi. Converti la massa in moli con n = m/M, usa i coefficienti dell'equazione come rapporto molare, poi torna alla massa con m = n·M. Con due reagenti, il reagente limitante è quello che si esaurisce per primo e fissa quanto prodotto si forma.
Resa teorica
n(CH4) = 10/16,04 = 0,6234 mol
m = 0,6234·1/1·44,01 = 27,44 g
Resa percentuale
Y = 17,01/27,44·100 = 62%
Risposta
Y = 62%
Domande e risposte
Stechiometria: di cosa si tratta?
Un’equazione chimica è una ricetta. 2H₂ + O₂ → 2H₂O dice che due molecole di idrogeno reagiscono con una molecola di ossigeno per dare due molecole di acqua.
La stechiometria usa quella ricetta per rispondere alle domande “quanto?”: quanto prodotto si ottiene da una data quantità di materiale di partenza, o quanto ne serve.
Stechiometria: come si risolvono gli esercizi passo per passo?
Scrivi e bilancia l’equazione chimica.
Converti la massa data in moli: n = m/M.
Usa i coefficienti come rapporto molare per trovare le moli della sostanza che ti interessa.
Riconverti in massa con m = n·M. Con due reagenti, trova prima il reagente limitante.
Stechiometria: quali sono gli errori più comuni?
Usare il rapporto tra le masse invece del rapporto molare.
Dimenticare di bilanciare l’equazione.
Non controllare quale reagente è limitante.
Stechiometria: che cosa si esercita?
Facile: da massa a massa
Media: reagente limitante
Difficile: resa percentuale
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Come funziona l’esercitazione
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