Ultimo aggiornamento: 2026-07-13

Che cosa risponde la stechiometria massa-massa

Un’equazione chimica bilanciata dice come si legano tra loro le quantità delle sostanze di una reazione — ma parla in moli, mentre una bilancia da laboratorio legge in grammi. La stechiometria massa-massa colma questo scarto: data la massa di una sostanza, trova la massa di un’altra che reagisce con essa o si forma da essa. Le domande tipiche sono «quanti grammi di prodotto dà questa quantità di reagente?» e «quanti grammi di un reagente ne richiede un altro?».

Il percorso da una massa all’altra non attraversa mai in linea retta. Passa per le moli, perché solo le moli obbediscono ai rapporti interi dell’equazione.

Il ponte del rapporto molare

Il calcolo consiste di tre conversioni concatenate, spesso disegnate come un ponte da grammi a grammi.

Passo 1 — da grammi a moli

Dividere la massa nota per la sua massa molare dà le moli della sostanza nota:

Passo 2 — da moli a moli

Moltiplicare per il rapporto molare, letto direttamente dai coefficienti della sostanza nota ($a$) e di quella cercata ($b$) nell’equazione bilanciata:

Passo 3 — da moli a grammi

Moltiplicare le moli cercate per la loro massa molare per tornare a una massa:

Concatenati in una sola espressione, i tre passi diventano:

Esempio svolto

L’acqua si decompone per elettrolisi secondo

Quanti grammi di idrogeno si formano da 10 g di acqua?

1. Da grammi a moli: n(H₂O) = 10 ÷ 18,015 = 0,5551 mol.
2. Rapporto molare: H₂O ha coefficiente 2 e H₂ coefficiente 2, quindi n(H₂) = 0,5551 × 2/2 = 0,5551 mol.
3. Da moli a grammi: m(H₂) = 0,5551 × 2,016 = 1,119 g.

Perciò 10 g di acqua producono circa 1,119 g di idrogeno gassoso. L’ossigeno formato si troverebbe allo stesso modo, con il coefficiente 1 di O₂ e la sua massa molare di 32,00 g/mol.

Quando il rapporto non è 1:1

Il rapporto molare fa il lavoro vero, e vale 1 solo quando i due coefficienti coincidono per caso. Consideriamo la sintesi dell’ammoniaca:

Partendo da 28,02 g di azoto (1 mol), il rapporto con l’ammoniaca è 2/1, quindi si formano 2 mol di NH₃ — 34,06 g. Se le masse fossero state scalate direttamente con i coefficienti invece di passare per le moli, la risposta sarebbe sbagliata, perché N₂ e NH₃ hanno masse molari diverse.

Da dove vengono le masse molari

Ogni massa molare è la somma delle masse atomiche nella formula della sostanza, prese dalla tavola periodica. L’acqua è 2 × 1,008 + 16,00 = 18,02 g/mol; l’ammoniaca è 14,01 + 3 × 1,008 = 17,03 g/mol. La sostanza nota e quella cercata sono di solito composti diversi, quindi le loro masse molari si inseriscono separatamente.

Calcoli correlati

Il rapporto molare al centro di questo ponte è lo stesso attorno a cui ruota ogni problema di stechiometria. Quando la sostanza cercata è il massimo prodotto che un reagente limitante può formare, un calcolo di resa teorica organizza la stessa aritmetica attorno a un unico prodotto; quando due reagenti competono, un’analisi del reagente limitante decide quale si esaurisce per primo. I passi da grammi a moli e da moli a grammi ai due lati sono la conversione mole–massa usata in tutta la chimica.