Domanda # e3d6d

Direi che la differenza nei punti di ebollizione è dovuta a un aumentare in pressione esterna.

Un liquido bolle quando è suo pressione del vapore è uguale alla pressione esterna - il più delle volte, questo è il pressione atmosferica.

Quindi, alla normale pressione atmosferica, o 1 atm, l'etanolo bolle a #78.3^@"C"#. In questo caso, il calore fornito è sufficiente per rendere la pressione del vapore uguale alla pressione atmosferica #-># l'ebollizione ha luogo.

Se la pressione atmosferica è più alta, anche la pressione del vapore dovrà essere più alta, poiché si verifica l'ebollizione solo quando la tensione di vapore è uguale alla pressione atmosferica.

Di conseguenza, dovrai fornire più calore al campione, il che significa che bollirà a superiore temperatura.

Nel tuo caso, il primo campione bolle a #79^@"C"#, il che significa che la pressione atmosferica è molto, molto vicina 1 atm, mentre il secondo campione bolle a #81^@"C"#, il che implica che la pressione atmosferica è leggermente superiore a 1 atm.

NOTA A MARGINE

Puoi determinarlo matematicamente usando il Equazione di Clausius-Clapeyron

#ln(P_2/P_1) = (DeltaH_"vap")/R * (1/T_1 - 1/T_2)#, Dove

#P_1#, #P_2# - la tensione di vapore nel punto di ebollizione #79^@"C"# e #81^@"C"#, rispettivamente;
#DeltaH_"vap"# - il entalpia di vaporizzazione per etanolo - #"38.56 kJ/mol"#;
#T_1#, #T_2# - i punti di ebollizione del primo e del secondo campione - espressi in Kelvin.

Per ragioni di argomento, supponiamo che, a 1 atm, l'etanolo bolle a #79^@"C"#. Da #T_2# è più grande di #T_1#, ti aspetteresti #P_2# essere più grande di #P_1#. Certo che lo è

#ln(P_2/1) = (38560cancel("J")/cancel("mol"))/(8.314cancel("J")/(cancel("K")cancel("mol"))) * (1/(352.15) - 1/(354.15))cancel("K")#

#ln(P_2) = 0.06917 => P_2 = "1.072 atm"#

Maggiore pressione atmosferica, maggiore punto di imbullonatura.