QUIZ DI "GAS E PROPRIETA' COLLIGATIVE" - REGIONALI CATEGORIA B

Per calcolare il numero di molecole di etano rimaste nella bombola, dobbiamo seguire alcuni passaggi. Iniziamo con la legge dei gas ideali:

PV = nRT

Dove:P = pressione in pascal (Pa)V = volume in metri cubi (m³)n = numero di moliR = costante dei gas ideali (8,314 J/(mol·K) o 0,0821 L·atm/(mol·K))T = temperatura in kelvin (K)

Nel problema, ci viene dato:

- Volume (V) = 0,1 m³- Pressione (P) = 2,5 ∙ 10⁵ Pa- Temperatura (T) = 10 °C = 283 K- Massa di etano (m) = 124 g

Prima di procedere con i calcoli, dobbiamo convertire la temperatura in kelvin, che è la scala di temperatura assoluta:

T(K) = T(°C) + 273,15T(K) = 10°C + 273,15 = 283,15 K

Ora possiamo calcolare il numero di moli di etano utilizzando la legge dei gas ideali:

n = (PV) / (RT)

Dove R è la costante dei gas in L·atm/(mol·K), quindi dobbiamo convertire la pressione da pascal a atmosfere (1 atm = 101325 Pa):

P = 2,5 ∙ 10⁵ Pa / 101325 Pa/atm ≈ 2,468 atm

Ora possiamo calcolare n:

n = (2,468 atm * 0,1 m³) / (0,0821 L·atm/(mol·K) * 283,15 K) ≈ 10,622 mol

Ora calcoliamo le moli di etano consumate:

M = massa / massa molarem = 124 gmassa molare dell'etano (C₂H₆) = 2(12 g/mol) + 6(1 g/mol) = 24 g/mol

moli di etano consumate = 124 g / 24 g/mol ≈ 3,875 mol

Ora possiamo calcolare le moli residue:

moli residue = moli totali - moli consumatemoli residue = 10,622 mol - 3,875 mol ≈ 6,747 mol

Infine, per calcolare il numero di molecole di etano residue, possiamo usare il numero di Avogadro, che ci dice che una mole di qualsiasi sostanza contiene circa 6,022 ∙ 10²³ molecole:

Numero di molecole di etano residue = moli residue * 6,022 ∙ 10²³ ≈ 6,747 mol * 6,022 ∙ 10²³ ≈ 4,06 ∙ 10²⁴ molecole

La risposta corretta è, quindi, 4,06 ∙ 10²⁴ molecole, che corrisponde alla risposta B.

L'innalzamento ebullioscopico è un fenomeno in cui il punto di ebollizione di una soluzione è superiore a quello del solvente puro. Questo fenomeno è dovuto alla presenza di soluto che riduce la pressione di vapore del solvente. L'innalzamento ebullioscopico dipende dal numero di particelle presenti nella soluzione.

Per calcolare l'innalzamento ebullioscopico, puoi utilizzare l'equazione di Clausius-Clapeyron:

ΔTb = i * Kb * m

dove:

• ΔTb è l'innalzamento della temperatura di ebollizione,
• i è il coefficiente di van't Hoff (il numero di particelle in cui il soluto si dissocia o si ionizza),
• Kb è la costante ebullioscopica del solvente,
• m è la molalità della soluzione.

Nel caso delle soluzioni date:

1. Saccarosio C₁₂H₂₂O₁₁:
   • Massa molare: 12 * 12 + 22 + 11 * 16 = 342 g/mol,
   • Moles di saccarosio: 3,40 g / 342 g/mol ≈ 0,01 mol.
2. NaCl:
   • Massa molare: 23 + 35,45 = 58,45 g/mol,
   • Moles di NaCl: 0,58 g / 58,45 g/mol ≈ 0,01 mol, ma il doppio di ioni perché si dissocia in Na⁺ e Cl^-.

Poiché il numero di particelle è il doppio nella soluzione di NaCl rispetto a quella di saccarosio, l'innalzamento della temperatura di ebollizione sarà maggiore nella soluzione di NaCl. Quindi, la soluzione contenente NaCl bolle a una temperatura maggiore rispetto a quella contenente saccarosio. La risposta corretta è D) nella soluzione contenente NaCl.

La pressione osmotica è una proprietà colligativa che dipende esclusivamente dalla concentrazione delle particelle (soluto) in una soluzione, indipendentemente dalla natura chimica del soluto stesso. Questa proprietà si verifica quando due soluzioni di diversa concentrazione sono separate da una membrana semipermeabile. Le particelle del soluto possono attraversare la membrana, ma le molecole solventi possono farlo solo in una certa misura. In altre parole, la pressione osmotica è proporzionale al numero di particelle del soluto in soluzione, indipendentemente dal tipo di soluto. Questo concetto è alla base delle proprietà colligative, che includono anche il punto di congelamento depressione, l'innalzamento del punto di ebollizione e la diminuzione della pressione di vapore. Quindi, la risposta corretta è la (D): la pressione osmotica dipende solo dalla concentrazione delle particelle in soluzione, ma non dalla natura chimica del soluto.   *****