Pergunta #e3d6d

Eu diria que a diferença nos pontos de ebulição se deve a uma aumentar em pressão externa.

Um líquido ferve quando pressão de vapor é igual à pressão externa - na maioria das vezes, esse é o pressão atmosférica.

Então, na pressão atmosférica normal, ou 1 atm, o etanol ferve em $78.3^@"C"$ . Nesse caso, o calor que você fornece é suficiente para tornar a pressão do vapor igual à pressão atmosférica $->$ fervura ocorre.

Se a pressão atmosférica for maior, a pressão do vapor também precisará ser maior, pois ocorre a ebulição apenas quando pressão de vapor é igual à pressão atmosférica.

Como resultado, você precisará fornecer mais calor à amostra, o que significa que ela ferverá a uma temperatura superior temperatura.

No seu caso, a primeira amostra ferve em $79^@"C"$ , o que significa que a pressão atmosférica está muito, muito perto de 1 atm, enquanto a segunda amostra ferve em $81^@"C"$ , o que implica que a pressão atmosférica é um pouco maior do que 1 atm.

NOTA

Você pode determinar isso matematicamente usando o método Equação de Clausius-Clapeyron

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

$P_1$ , $P_2$ - a pressão do vapor no ponto de ebulição $79^@"C"$ e $81^@"C"$ , respectivamente;
$DeltaH_"vap"$ - a entalpia de vaporização para etanol - $"38.56 kJ/mol"$ ;
$T_1$ , $T_2$ - os pontos de ebulição da primeira e da segunda amostra - expressos em Kelvin.

Por uma questão de argumento, vamos supor que, em 1 atm, o etanol ferve em $79^@"C"$ . Desde $T_2$ é maior do que $T_1$ , você esperaria $P_2$ ser maior que $P_1$ . De fato é

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

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

Maior pressão atmosférica, maior ponto de boleamento.