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.