Abbiamo presentato una visione microscopica della reazione chimica tra mercurio e bromo. L’equazione
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rappresenta lo stesso evento in termini di simboli chimici e formule, mentre le immagini sottostanti rappresentano la visione macroscopica. Ma come fa un chimico praticante a sapere cosa sta succedendo sulla scala microscopica? Quando una reazione viene effettuata per la prima volta, si sa poco sulla natura microscopica dei prodotti. È quindi necessario determinare sperimentalmente la composizione e la formula di una sostanza appena sintetizzata.
Il primo passo in una tale procedura è di solito separare e purificare i prodotti di una reazione. Per esempio, anche se la combinazione di mercurio con bromo produce principalmente bromuro mercurico, spesso si forma anche un po’ di bromuro mercuroso. Una miscela di bromuro mercuroso con bromuro mercurico ha proprietà che sono diverse da un campione puro di HgBr2, e quindi l’Hg2Br2 deve essere rimosso. La bassa solubilità di Hg2Br2 in acqua permetterebbe la purificazione tramite ricristallizzazione. Il prodotto potrebbe essere sciolto in una piccola quantità di acqua calda e filtrato per rimuovere l’Hg2Br2 non disciolto. Dopo il raffreddamento e la parziale evaporazione dell’acqua, si formerebbero cristalli di HgBr2 relativamente puro.
Una volta ottenuto un prodotto puro, può essere possibile identificare la sostanza per mezzo delle sue proprietà fisiche e chimiche. La reazione del mercurio con il bromo produce cristalli bianchi che fondono a 236°C. Il liquido che si forma bolle a 322°C. Dato che è fatto dalla combinazione di due elementi, il prodotto è un composto. Confrontando le sue proprietà con un manuale o una tabella di dati, si conclude che si tratta di bromuro di mercurio.
Ma supponiamo che tu sia stata la prima persona a preparare il bromuro di mercurio. Allora non c’erano tabelle che elencavano le sue proprietà, e quindi come potresti determinare che la formula dovrebbe essere HgBr2? Una risposta coinvolge l’analisi quantitativa – la determinazione della percentuale di massa di ogni elemento nel composto. Tali dati sono solitamente riportati come composizione percentuale.
Esempio \(\PageIndex{1}): Composizione percentuale
Quando 10,0 g di mercurio reagiscono con sufficiente bromo, si formano 18,0 g di un composto puro. Calcola la composizione percentuale da questi dati sperimentali.
Soluzione:
La percentuale di mercurio è la massa di mercurio divisa per la massa totale del composto per il 100%:
Il resto del composto (18.0 g – 10 g = 8.0 g) è bromo:
\
Come controllo, verifica che le percentuali si sommino a 100:
\
Per ottenere la formula dai dati della composizione percentuale, dobbiamo trovare quanti atomi di bromo ci sono per ogni atomo di mercurio. Su una scala macroscopica questo corrisponde al rapporto tra la quantità di bromo e la quantità di mercurio. Se la formula è HgBr2, non solo indica che ci sono due atomi di bromo per atomo di mercurio, ma dice anche che ci sono 2 mol di atomi di bromo per ogni 1 mol di atomi di mercurio. Cioè, la quantità di bromo è il doppio della quantità di mercurio. I numeri nel rapporto tra la quantità di bromo e la quantità di mercurio (2:1) sono i pedici di bromo e mercurio nella formula.
Esempio \(\PageIndex{2}) : Formula
Determinare la formula per il composto la cui composizione percentuale è stata calcolata nell’esempio precedente.
Soluzione:
Per comodità, assumiamo di avere 100 g del composto. Di questo, 55,6 g (55,6%) è mercurio e 44,4 g è bromo. Ogni massa può essere convertita in una quantità di sostanza
(\begin{align} & n_{{Hg}}==55,6 g {\cdot \dfrac{1 mol Hg}{200,59 g} ={0,277 mol Hg} \\ { } \2073> n_{{{Hg}}={44,4 g}{dfrac{1 mol Br}{79,90 g} ={0,556 mol Br}
Dividendo la quantità maggiore per quella minore, abbiamo
Il rapporto 2,01 mol Br per 1 mol Hg implica anche che ci sono 2,01 atomi di Br per 1 atomo di Hg. Se la teoria atomica è corretta, non esiste un atomo di Br 0,01; inoltre, i nostri numeri sono buoni solo con tre cifre significative. Quindi arrotondiamo 2,01 a 2 e scriviamo la formula come HgBr2.
Esempio \(\PageIndex{3}): Calcolo della formula
Un bromuro di mercurio ha la composizione 71,5% Hg, 28,5% Br. Trova la sua formula.
Soluzione:
Assumiamo ancora un campione di 100 g e calcoliamo la quantità di ogni elemento:
\(\begin{align} & n_{{Hg}}={71}{testo{5 g} \dfrac{1 mol Hg}{200,59 g}} = \testo{0,356 mol Hg} \\ { } \2073> n_{{Hg{Hg}}={28,5 g} \dfrac{1 mol Br}{79,90 g} ={0,357 mol Br}
Il rapporto è
Assegneremmo quindi la formula HgBr.
La formula ottenuta nell’esempio (\PageIndex{3}) non corrisponde a nessuno dei due bromuri di mercurio che abbiamo già trattato. Si tratta di un terzo? La risposta è no perché il nostro metodo può solo determinare il rapporto tra Br e Hg. Il rapporto 1:1 è lo stesso di 2:2, e quindi il nostro metodo darà lo stesso risultato per HgBr o Hg2Br2 (o Hg7Br7, se esiste). La formula determinata con questo metodo è chiamata formula empirica o formula più semplice. Occasionalmente, come nel caso del bromuro di mercurio, la formula empirica differisce dalla composizione molecolare reale, o dalla formula molecolare. La determinazione sperimentale del peso molecolare in aggiunta alla composizione percentuale permette di calcolare la formula molecolare.
Esempio \(\PageIndex{4}):
Un composto il cui peso molecolare è 28 contiene l’85,6% di C e il 14,4% di H. Determinare le sue formule empiriche e molecolari.
Soluzione:
\(\begin{align} & n_{{text{C}}={85,6 g}\cdot \dfrac{1 mol C}{{12,01 g} ={7,13 mol C} \\ { } \2073> n_{2073}==14,4 g \cdot \dfrac{1 mol H}{1,008 g} ={14,3 mol H}
La formula empirica è quindi CH2. Il peso molecolare corrispondente alla formula empirica è
\
Siccome il peso molecolare sperimentale è il doppio, tutti i pedici devono essere raddoppiati e la formula molecolare è C2H4.
A volte il rapporto delle quantità non è un numero intero.
Esempio \(\PageIndex{5}}): Formula empirica
L’inspirina contiene il 60,0% di C, il 4,48% di H e il 35,5% di O. Qual è la sua formula empirica? & n_{{text{H}}={14,4 g}\cdot \dfrac{{1 mol H}{1,008 g} ={14,3 mol H} \\ { } \\ { } \2073> n_{2073{O}={35,5 g} \dfrac{1 mol O}{16,00 g} ={2,22 mol O}
Dividere tutti e tre per la più piccola quantità di sostanza
(\begin{align} & \dfrac{n_{{{testo{C}}}{n_{testo{O}}} = \dfrac{5,00 mol C}{2,22 mol O}} ={dfrac{2,25 mol H}{1 mol O}} \\ { } \2073> \dfrac{n_{testo{H}}}{n_{testo{O}}= \dfrac{4.44 mol H}}{2.22 mol O}= \dfrac{2.00 mol H}{1 mol O}
E’ chiaro che ci sono il doppio di atomi di H rispetto agli atomi di O, ma il rapporto tra C e O non è così ovvio. Dobbiamo convertire 2,25 in un rapporto di piccoli numeri interi. Questo può essere fatto cambiando le cifre dopo la virgola in una frazione. In questo caso, .25 diventa \(\piccolo \dfrac{1}{4}}). Così \( 2.25 = 2 \piccolo dfrac{1}{4} \normalsize = \tfrac{9}{testo{4}}), e
{8604>
Si può anche scrivere
{8604>
Quindi la formula empirica è C9H8O4.
Una volta che qualcuno ha determinato una formula – empirica o molecolare – è possibile per qualcun altro fare il calcolo inverso. Trovare la composizione in peso-percentuale dalla formula spesso si dimostra abbastanza informativo, come mostra il seguente esempio.
Esempio \(\PageIndex{6}): Percentuale di azoto
Per reintegrare l’azoto rimosso dal suolo quando le piante vengono raccolte, i composti NaNO3 (nitrato di sodio), NH4NO3 (nitrato di ammonio), e NH3 (ammoniaca) sono usati come fertilizzanti. Se un agricoltore potesse comprare ciascuno allo stesso costo per grammo, quale sarebbe il miglior affare? In altre parole, quale composto contiene la maggiore percentuale di azoto?
Soluzione
Vi mostreremo il calcolo dettagliato solo per il caso di NH4NO3.
1 mol NH4NO3 contiene 2 mol N, 4 mol H, e 3 mol O. La massa molare è così
\
Un campione da 1 mol peserebbe 80.La massa di 2 mol di N che contiene è
Quindi la percentuale di N è
Le percentuali di H e O sono facilmente calcolabili come
\(\begin{align} m_{\testo{H}}& = \testo{4 mol H {\cdot\dfrac{1.008 g}{{1 mol H}{text{ = 4,032 g} \\ { } \\ H H = 4,032 g = 4,032 g = 4,032 g = 4,032 g = 4,032 g = 4,032 g = 4,032 g & = \dfrac{4,032 g{4,032 g}{80,05 g} \cdot \100 \testo = 5,04 \testo \\ m_{{testo{O}}& = 3 mol O \cdot \dfrac{16,00 g}{1 mol O} = 48,00 g \\ { } \%\testo O & = \dfrac{48.00 g}{{80.05 g}{testo{80.05 g}{testo{100} = 59.96
Anche se non è strettamente necessario per rispondere al problema, le ultime due percentuali forniscono un controllo dei risultati. Il totale \(35.00 + 5.04\% + 59.96\% = 100.00\%\) come dovrebbe. Calcoli simili per NaNO3 e NH3 danno rispettivamente il 16,48% e l’82,24% di azoto. L’agricoltore che conosce la chimica sceglie l’ammoniaca!
Contribuenti e attribuzioni
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Ed Vitz (Kutztown University), John W. Moore (UW-Madison), Justin Shorb (Hope College), Xavier Prat-Resina (University of Minnesota Rochester), Tim Wendorff, e Adam Hahn.