PREPARAÇÃO DE MISTURAS LÍQUIDAS BINÁRIAS

Prévia do material em texto

PREPARAÇÃO DE MISTURAS LÍQUIDAS BINÁRIAS
Inconfidentes – MG
2017
PREPARAÇÃO DE MISTURAS LÍQUIDAS BINÁRIAS
Inconfidentes – MG
2017
PREPARAÇÃO DE MISTURAS LÍQUIDAS BINÁRIAS
Relatório apresentado ao curso de Engenharia de Alimentos do Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia do Sul de Minas / Inconfidentes como pré-requisito para aprovação na disciplina de Físico-Química I.
Professor: Dsc. Alison Geraldo Pacheco.
Inconfidentes – MG
2017
EQUIPE TÉCNICA
Brenda Sobreiro Barbosa
Isabela Christina Cézar
Otávio Augusto Guidini
Rafael Júnior de Andrade
Raquel Coldibelli Ribeiro
Suzara Rayanne Ferreira Soares
Taynara Michelli Rodrigues Souza
Resumo
Através de duas misturas líquidas binárias, visou-se identificar o comportamento de ambas em algumas relações, foram realizados procedimentos em que se buscava êxito ao final com o objetivo de compreender os fenômenos ocorridos, porém, com os dados obtidos, percebe-se que durante a prática pode ter havido erros experimentais, levando a resultados questionáveis.
SUMÁRIO
	INTRODUÇÃO........................................................................................03
OBJETIVO............................................................................................. 10
MATERIAIS E REAGENTES..................................................................11
METODOLOGIA.................................................................................... 11
RESULTADOS E DISCUSSÃO..............................................................12
CONCLUSÃO.........................................................................................18
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS......................................................19
INTRODUÇÃO
Um gás ideal ou perfeito pode ser compreendido como um conjunto de moléculas ou átomos que estão em movimento constante e aleatório, cujas velocidades médias estão relacionadas com a temperatura - quanto maior a temperatura do sistema, maior a velocidade média das moléculas. Um gás se difere de um líquido pelo fato de as moléculas estarem mais afastadas, exceto no momento em que elas sofrem colisões. Outra diferença é que o movimento de suas trajetórias é muito pouco perturbado pelas forças intermoleculares. O conceito de gás ideal é útil porque obedece a lei dos gases ideais, uma equação de estado simplificada, e é passível de análise pela mecânica estatística. 
A Lei dos Gases Ideais relaciona as variáveis de estado: temperatura, pressão, volume e número de mols, o que permite determinar o valor de uma variável quando se conhece as outras três. Um gás ideal é composto de partículas puntiformes (tamanho desprezível, considerando que seus diâmetros são muito menores que as distâncias médias percorridas), e precisa estar na condição de baixa pressão (falta de interações). Considerando os três estados físicos da matéria, apenas o estado gasoso permite, comparativamente, uma descrição quantitativa simples.
Dentro do estudo dos gases, a Teoria Cinética inicia-se com o conceito de gás ideal ou perfeito. O comportamento dos gases reais aproxima-se, em certas condições, do comportamento dos gases ideais, obedecendo à lei dos gases (relação entre pressão, volume e temperatura). Os postulados da teoria cinética dos gases estabelecem que as moléculas do gás ideal ou perfeito: 
1º) movem-se desordenadamente (caos molecular) e apresentam velocidades variáveis, cuja média está relacionada com a temperatura do gás.
2º) não exercem ação mútua, isto é, não interagem, exceto durante as colisões. 
3º) chocam-se elasticamente entre si e com as paredes do recipiente, não havendo, portanto, perda energética nessas colisões.
4º) apresentam volume próprio total desprezível, em comparação com o volume ocupado pelo gás. 
O comportamento dos gases reais se aproxima do previsto para o modelo ideal quando em altas temperaturas e baixas pressões. A pressão exercida pelo gás é resultado do bombardeio que as moléculas, em seu movimento caótico, determinam sobre as paredes do recipiente.
A temperatura absoluta (T), a pressão (p) e o volume (V) são as denominadas variáveis de estado de um gás ideal. Qualquer equação que englobe as três variáveis constitui uma equação de estado do gás. 
Um gás ideal termodinâmico clássico obedece às seguintes leis:
	Lei
	Pub.
	Condições
	Enunciado
	Lei de Boyle-Mariotte
	1662
	∆m= ∆T = 0
	PV 1
	Lei de Charles
	1802
	∆m= ∆P = 0
	V T
	Lei de Gay-Lussac
	1809
	∆m= ∆V = 0
	P T
	Lei de Avogadro
	1811
	Substância pura
	m n
Onde:
P representa a pressão
V representa o volume
T representa a temperatura termodinâmica
n representa a quantidade de gás
m representa a massa
Equação de Clapeyron: A equação de estado para o gás perfeito ou ideal é a denominada equação de Clapeyron, dada por: p⋅V=n⋅R⋅T
Nessa equação, n representa o número de moIs do gás, que corresponde à relação entre a massa m do gás (expressa em gramas) e a massa molar M: n=mM
R é a constante universal dos gases perfeitos, não dependendo da natureza do gás. Seu valor depende das unidades usadas na medida da pressão e do volume. Os valores usuais são: R = 0,082 atm.l/mol.K R = 8,31 J/mol.K R = 2,0 cal/mol.K
Um gás real tende a se comportar como ideal quando o fator de compressibilidade ({\displaystyle Z}Z) tende a um, ou seja, quando a pressão é baixa e a temperatura é alta, para que a distância entre as moléculas seja a maior possível. Nessas condições, os choques entre as moléculas se tornam praticamente elásticos, havendo pouca perda de energia cinética.
PV= nRTZ
Podemos perceber que a equação não faz nenhuma referência ao tipo de molécula de gás. A consequência desse fato é a que a equação é incapaz de prever os efeitos das interações intermoleculares. Porque se duas moléculas com grande interação intermolecular se cruzam próximas uma da outra existe uma força de atração, diminuindo a energia cinética, o que diminuiria a pressão total do sistema em relação ao esperado no caso de não haver tal interação. Por isso é preciso que o sistema esteja em alta temperatura e baixa pressão.
No primeiro caso, com a temperatura alta, a alta energia cinética faz com que os choques entre as moléculas sejam quase elásticos, e quando elas se aproximam a interação seja por um momento curto e a interação acaba não sendo o suficiente para mudar a trajetória das partículas no gás. É como se fosse um foguete passando próximo da superfície de um planeta. Se a velocidade for baixa ele será aprisionado pelo enorme campo gravitacional, mudando de trajetória e se chocando com o planeta, o que diminuiria sua energia cinética. Se a velocidade for suficientemente alta ele passará sem grandes mudanças.
No segundo caso, com a baixa pressão, as moléculas estão muito afastadas. E como a interação depende fortemente da distância das partículas, grandes distâncias fazem com que o efeito de interação seja praticamente desprezível.
Podemos fazer algumas comparações entre gás real e gás ideal para ver no que difere: um gás ideal é considerado uma massa pontual -- uma partícula tão pequena que o seu volume é desprezível. Uma partícula de gás real possui volume real. Para um gás ideal, as colisões entre as partículas de gás são ditas elásticas -- nem forças de atração nem de repulsão existem, e daí, nenhuma energia é trocada durante as colisões. Para um gás real, colisões são não elásticas. Para o gás real existe a chamada Equação de Van der Waals, na qual são feitas algumas correções nos termos da pressão e volume.
Os gases reais são todos os gases existentes na natureza, salvo quando estão em condições de pressão e de temperatura particulares e nestes casos são considerados aproximadamente, paraefeitos apenas de cálculos facilitados, como gases perfeitos ou ideais. Em oposição aos gases ideais, os gases reais não podem ser explicados e modelados inteiramente usando-se a lei dos gases ideais.
Para entender-se e modelar-se gases reais diversas condições devem ser consideradas, como:
Efeitos de compressibilidade.
Capacidade térmica específica variável.
Forças de Van der Waals.
Efeitos de não equilíbrio termodinâmico.
Problemas com a dissociação molecular e reações elementares com composição variável.
Modelos de gases reais tem de ser usados próximos dos pontos de condensação dos gases, próximo do ponto crítico, a altíssimas pressões, e em alguns outros casos menos usuais.
Para tratar-se fisicamente os gases reais, diversas equações de estado adequadas aos gases reais foram propostas:
Equação do virial
Equação de van der Waals
Equação de Berthelot
Equação de Dieterici
Forças Intermoleculares
As forças que se estabelecem entre moléculas são designadas forças intermoleculares. Tal como as forças intramoleculares (mais conhecidas por covalentes, entre átomos dentro de uma molécula), são de natureza eletrostática (repulsões entre elétrons, repulsões entre núcleos e atrações entre núcleos e elétrons). A figura seguinte ilustra a diferença entre forças intermoleculares e intramoleculares.
No entanto, as ligações intramoleculares são de um modo geral, mais forte que as ligações intermoleculares. Por exemplo, para se conseguir separar, a 100º C, uma mole de moléculas de água líquida, fenómeno representado pela equação:
H2O (l)  H2O (g)
é necessária uma energia de 41 kJ. 
Entretanto, a separação de uma mole de moléculas de vapor de água nos seus elementos, representada por:
H2O (g)  2 H (g) + O (g)
exige a energia de 930 kJ (GIL, 2001).
Moléculas polares e moléculas apolares
Relacionado com a existência de dipolos elétricos numa molécula está o fato de haver moléculas polares e moléculas apolares. Se o momento de dipolo resultante, , da molécula for nulo, esta será apolar; se for não nulo, será polar.
Moléculas diatómicas heteronucleares são polares, havendo uma relação estreita entre m e a diferença de eletronegatividades, Dc, dos seus átomos (ATKINS, 2012) dados por µ / D  Dc. 
Moléculas homonucleares podem ser apolares e podem ser polares, apesar de não haver diferença de eletronegatividade entre os seus átomos.
	Um exemplo é a molécula de ozono, O3, que é polar devido à sua geometria (angular) e devido ao facto de a densidade electrónica ser menor no seu átomo central.
	
Tipos de forças intermoleculares
São vários os tipos de ligações que se estabelecem entre as moléculas, podendo formar- -se, genericamente, cinco grupos:
Dipolo - dipolo induzido.
Dipolo - dipolo
Íon - dipolo.
Ligação de hidrogénio.
A intensidade destas ligações é de um modo geral, decrescente no sentido ligações íon - dipolo, ligações de hidrogénio, dipolo - dipolo, dipolo - dipolo induzido. No entanto, esta intensidade depende de vários fatores como sejam a constante dielétrica do meio, a distância de separação entre as moléculas, a carga de íons envolvidos, os momentos de dipolo e a polarizabilidade molecular (Chang, 2000). 
Pode dar-se, por exemplo, o caso de uma ligação entre moléculas apolares (dipolo - dipolo induzido) ser mais forte que uma ligação entre moléculas polares (dipolo – dipolo). 
Dipolo – Dipolo Induzido (Forças de London)
As interações de London surgem da atração entre dipolos elétricos instantâneos de moléculas vizinhas e agem em todos os tipos de moléculas. Sua energia aumenta com o número de elétrons da molécula. Elas se superpõem às interações dipolo-dipolo. Moléculas polares também atraem não polares através de interações fracas dipolo – dipolo induzido (ATKINS, 2012).
Dipolo – Dipolo
As moléculas polares participam de interações dipolo – dipolo, que decorrem da atração entre as cargas parciais de suas moléculas. As interações dipolo – dipolo são mais fracas do que as forças entre íons e diminuem rapidamente com a distância, especialmente nas fases líquida e gasosa, em que as moléculas estão em rotação (ATKINS, 2012).
Íon – Dipolo
As interações íon – dipolo são fortes para íons pequenos com carga elevada. Em consequência, os cátions pequenos com carga elevada formam, frequentemente, compostos hidratados ( ATKINS, 2012).
Ligação de Hidrogênio
A ligação de hidrogênio, que ocorre quando átomos de hidrogênio estão ligados a átomos de oxigênio, nitrogênio e flúor, é o tipo mais forte de força intermolecular (ATKINS, 2012).
Propriedades do etanol
O etanol é um composto leve e fácil de ser obtido. Podemos adquiri-lo através da fermentação, que é a forma mais simples, da hidratação do etileno e também pela redução do acetaldeído. Ele é altamente inflamável, podendo entrar em combustão, se submetido a uma fonte de calor, a partir de 13 ºC. Em seu estado puro, o álcool é altamente tóxico, já em misturas de baixo teor ele pode ser ingerido pelo ser humano de forma moderada. Sua densidade é menor que a da água, sendo 0,789 g cm-3.
O etanol é representado pela fórmula: CH3CH2OH ou C2H6O
A presença do grupo OH, chamado de hidroxila, em sua composição, faz com que o etanol se torne uma substância polar, ou seja, que possua polos eletrônicos distintos em sua cadeia, algo possível graças à presença do oxigênio. Por causa dessa característica, o álcool se mistura facilmente com a água e outros líquidos que também são polares.
Propriedades da acetona
Cetona é todo composto orgânico que possui o grupo carbonila (C = O) em um carbono secundário da cadeia, ou seja, esse grupo sempre vem entre dois carbonos:
O
||
C — C — C
Grupo funcional das cetonas
Propanona, mais conhecido como acetona, é um composto orgânico de fórmula química CH3(CO)CH3. É um líquido incolor e de odor característico. Evapora facilmente, é inflamável e solúvel em água (devido ao fato de também ser polar como a água)
A acetona evapora rápido porque é um líquido volátil, ou seja, passa facilmente do estado líquido ao gasoso sem precisar de aquecimento.
Na temperatura ambiente a acetona evapora mais rapidamente porque as ligações entre suas moléculas se rompem com grande facilidade, por ter baixo ponto de ebulição (o ponto em que muda do estado líquido ao gasoso), e consequentemente, maior pressão de vapor. Por isso a acetona tem alta volatilidade.
Ela é produzida industrialmente pela hidratação do propeno ou por oxidação do cumeno (isopropilbenzeno). O cumeno é obtido por meio da reação entre o propeno e o benzeno derivados do petróleo. A propanona também é produzida em nosso organismo pela decomposição incompleta das gorduras. Sua concentração normal no sangue é de 1 mg/mL. Em casos de doenças, como a diabetes Mellitus, a concentração de acetona no sangue aumenta.
A Propanona é representada pela fórmula:
OBJETIVO
A prática teve por objetivo verificar o comportamento das misturas líquidas binárias através dos sistemas: etanol + água e acetona + água com isso obter as relações; massa por massa, volume por volume, fração molar e variação de volume. E para melhor analise dos resultados, a relação variação de volume por fração molar de água e variação do volume por fração molar de etanol e acetona.
MATERIAIS E REAGENTES
Materiais
Balança semi-analítica;
Balão volumétrico 50mL;
Béquer;
Bureta 50ml;
Etiqueta autocolantes;
Garras metálicas,
Suporte universal;
Pipeta;
Termômetro de mercúrio
Reagentes
Água destilada;
Acetona;
Etanol absoluto.
METODOLOGIA
Primeiro Procedimento
Primeiramente, verificou-se se os equipamentos estavam secos e limpos. Em seguida, enumeraram-se os balões volumétricos de 50 mL utilizados no experimento. Mediu-se a temperatura de ambas as substâncias a serem utilizadas na prática.
Segundo Procedimento
Utilizando-se duas buretas, em uma adicionou-se água, e em outra, adicionou-se etanol. Posteriormente, pesou-se um balão volumétrico vazio e com rolha, ao qual foram adicionados 3,8mL de etanol, e repetiu-se o processo de pesagem. Então,adicionou-se água ao recipiente até que o volume do líquido atingisse o menisco. Pesou-se o conjunto novamente. O procedimento foi realizado doze vezes com volumes distintos de etanol, variando de 3,8 a 49 mL.
O mesmo procedimento foi realizado pelo sistema acetona + água, havendo mudança apenas nas quantidades de acetona sendo o primeiro volume adicionado de 5mL e o ultimo de 49mL.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Sistema Etanol Absoluto – Água
Temperatura da água: 21 °C
Densidade 21°C: 0,997992g.cm-3
Temperatura do Etanol: 21 °C
Características do Etanol Absoluto: ÁLCOOL ETÍLICO ABS. PURO C2H6O PM 
46,07 Dinâmica Química Contemporânea Ltda. Lote: 83858 FAB.: 09/2016 Val.: 09/2020
	Tabela 1. Valores obtidos no experimento
	
	V. Adicionado / mL
	Massa Obtida / g
	T °C
	Mistura Nº
	Etanol
	Água
	Balão Vazio
	Balão + Etanol
	Balão + Etanol + Água
	Água + Etanol
	1
	3,8
	46,2
	42,006
	44,663
	91,138
	27
	2
	7,5
	42,5
	37,052
	43,067
	86,006
	25
	3
	15
	35
	33,749
	45,480
	81,705
	27
	4
	20
	30
	42,655
	58,475
	89,641
	27
	5
	25
	25
	26,038
	45,672
	72,136
	27
	6
	30
	20
	35,612
	59,263
	80,644
	26
	7
	35
	15
	24,124
	51,650
	68,073
	25
	8
	37,5
	12,5
	39,152
	68,613
	82,499
	25
	9
	42,5
	7,5
	40,095
	73,521
	82,048
	24
	10
	45
	5
	24,267
	59,574
	65,490
	24
	11
	47,5
	2,5
	40,233
	77,011
	81,050
	23
	12
	49
	1
	39,996
	78,091
	80,225
	22
Fonte: Autoral
	Tabela 2. Massa e numero de mols
	
	Massa (g)
	Número de mols
	Mistura Nº
	Etanol
	Água
	Etanol
(massa/MM)
	Água (massa/MM)
	Etanol + água
	1
	2,657
	46,475
	0,058
	2,581
	2,639
	2
	6,015
	42,939
	0,131
	2,385
	2,516
	3
	11,731
	36,225
	0,255
	2,012
	2,267
	4
	15,82
	31,166
	0,343
	1,731
	2,075
	5
	19,634
	26,464
	0,427
	1,470
	1,897
	6
	23,651
	21,381
	0,514
	1,187
	1,701
	7
	27,526
	16,423
	0,598
	0,912
	1,510
	8
	29,461
	13,886
	0,640
	0,771
	1,411
	9
	33,426
	8,527
	0,726
	0,474
	1,200
	10
	35,307
	5,916
	0,767
	0,329
	1,096
	11
	36,778
	4,039
	0,799
	0,224
	1,023
	12
	38,095
	2,134
	0,828
	0,118
	0,946
	Fonte: Autoral
Tabela 3. Resultados obtidos	
	
	Concentração
	Variação de Volume ∆V /mL
	Variação 
de Temperatura
∆T °C
	Mistura Nº
	Massa Água (%)
	Massa Etanol (%)
	Volume Água (%)
	Volume
Etanol (%)
	Fração molar Xágua
	Fração molar XEtanol
	
	
	1
	94,592
	5,408
	92,4
	7,6
	0,978
	0,022
	+0,3
	+6
	2
	87,712
	12,288
	85
	15
	0,948
	0,052
	0
	+4
	3
	75,537
	24,463
	70
	30
	0,888
	0,112
	-3,4
	+6
	4
	66,330
	33,670
	60
	40
	0,835
	0,165
	+1,3
	+6
	5
	57,408
	42,592
	50
	50
	0,775
	0,225
	+1,3
	+6
	6
	47,479
	52,521
	40
	60
	0,698
	0,302
	+1,3
	+5
	7
	37,368
	62,632
	30
	70
	0,604
	0,396
	+1,2
	+4
	8
	32,034
	67,966
	25
	75
	0,546
	0,454
	+0,7
	+4
	9
	20,325
	79,675
	15
	85
	0,395
	0,605
	+0,9
	+3
	10
	14,351
	85,649
	10
	90
	0,300
	0,700
	+0,7
	+3
	11
	9,895
	90,105
	5
	95
	0,219
	0,781
	+1,5
	+2
	12
	5,304
	94,696
	2
	98
	0,125
	0,875
	+1,1
	+1
Fonte: Autoral
 Fonte: Autoral
Sistema Acetona – Água
Temperatura da água: 20°C
Densidade da água: 0,998203 g.cm³
Temperatura da acetona: 20°C
	Tabela 4. Valores obtidos no experimento
	
	V. Adicionado / mL
	Massa Obtida / g
	T °C
	Mistura Nº
	Acetona
	Água
	Balão Vazio
	Balão + Acetona
	Balão + Acetona + Água
	Água + Acetona
	1
	5
	45
	42,454
	46,498
	91,747
	22
	2
	10
	40
	29,386
	37,372
	78,009
	23
	3
	15
	35
	29,231
	41,217
	77,248
	22
	4
	20
	30
	44,496
	60,36
	91,589
	23
	5
	25
	25
	29,448
	49,523
	75,818
	25
	6
	30
	20
	45,322
	69,35
	90,704
	24
	7
	35
	15
	42,159
	70,127
	87,095
	23
	8
	37,5
	12,5
	42,803
	42,701
	86,279
	23
	9
	42,5
	7,5
	44,116
	77,966
	86,297
	22
	10
	45
	5
	44,116
	79,971
	85,32
	20
	11
	47,5
	2,5
	41,798
	79,601
	82,327
	20
	12
	49
	1
	43,743
	82,329
	83,131
	20
	Fonte: Autoral
Tabela 5. Massa e numero de mols
	
	Massa (g)
	Número de mols
	Mistura Nº
	Acetona
	Água
	Acetona (massa/MM)
	Água (massa/MM)
	Acetona + água
	1
	4,044
	45,249
	0,069
	2,514
	2,583
	2
	7,986
	40,637
	0,137
	2,258
	2,395
	3
	11,986
	36,031
	0,206
	2,002
	2,208
	4
	15,864
	31,229
	0,274
	1,734
	2,008
	5
	20,075
	26,295
	0,346
	1,460
	1,806
	6
	24,028
	21,354
	0,414
	1,186
	1,600
	7
	27,968
	16,968
	0,482
	0,942
	1,424
	8
	29,898
	13,578
	0,515
	0,754
	1,269
	9
	33,85
	8,331
	0,584
	0,462
	1,046
	10
	35,855
	5,349
	0,618
	0,297
	0,915
	11
	37,803
	2,726
	0,652
	0,151
	0,803
	12
	38,586
	0,802
	0,665
	0,044
	0,709
Fonte: Autoral
	Tabela 6. Resultados obtidos	
	
	Concentração
	Variação de Volume ∆V /mL
	Variação 
de Temperatura
∆T °C
	Mistura Nº
	Massa Água (%)
	Massa Acetona
(%)
	Volume Água (%)
	Volume
Acetona
(%)
	Fração molar Xágua
	Fração molar Xacetona
	
	
	1
	91,796
	8,204
	90
	10
	0,974
	0,026
	0,5
	+2
	2
	83,576
	16,424
	80
	20
	0,942
	0,058
	0,8
	+3
	3
	75,038
	24,962
	70
	30
	0,906
	0,094
	-1,8
	+2
	4
	66,314
	33,686
	60
	40
	0,864
	0,136
	2,1
	+3
	5
	56,707
	43,293
	50
	50
	0,809
	0,191
	1,4
	+5
	6
	47,054
	52,946
	40
	60
	0,741
	0,259
	2,3
	+4
	7
	37,76
	62,240
	30
	70
	0,661
	0,339
	1,7
	+3
	8
	31,231
	68,769
	25
	75
	0,594
	0,406
	1
	+3
	9
	19,75
	80,250
	15
	85
	0,442
	0,558
	0,8
	+2
	10
	12,982
	87,018
	10
	90
	0,324
	0,676
	0,3
	0
	11
	6,726
	93,274
	5
	95
	0,189
	0,811
	0,3
	0
	12
	2,036
	97,964
	2
	98
	0,062
	0,938
	-0,2
	0
Fonte: Autoral
Fonte: Autoral
Teste de Validade
Sistema Água + Água
Temperatura Inicial: 22ºC
Densidade da água a 22°C: 0,997770
Balão Volumétrico de 100mL
	Tabela 7. Valores obtidos no experimento
	
	V. Adicionado / mL
	Massa Obtida / g
	T °C
	Mistura Nº
	Água¹
	Água²
	Balão Vazio
	Balão + Água¹
	Balão + Água¹ + Água²
	Água¹ + Água²
	1
	15
	85
	79,478
	94,815
	179,453
	22
	2
	35
	65
	67,712
	102,947
	167,650
	22
	Fonte: Autoral
Tabela 8. Massa e numero de mols
	
	Massa (g)
	Número de mols
	Mistura Nº
	Água¹
	Água²
	Água¹
(massa/MM)
	Água² (massa/MM)
	Água¹ 
+ 
Água²
	1
	15,337
	84,638
	0,852
	4,702
	5,554
	2
	35,235
	64,703
	1,957
	3,595
	5,552
Fonte: Autoral
	Tabela 9. Resultados obtidos	
	
	Concentração
	Variação de Volume ∆V /mL
	Variação 
de Temperatura
∆T °C
	Mistura Nº
	Massa Água¹ (%)
	Massa Água² (%)
	Volume Água¹ (%)
	Volume
Água² (%)
	Fração molar Xágua¹
	Fração molar XÁgua²
	
	
	1
	15,340
	84,660
	15
	85
	0,153
	0,847
	-5.7
	0
	2
	35,257
	64,743
	35
	65
	0,352
	0,648
	-5,7
	0
Fonte: Autoral
Para a presente prática sobre misturas binárias, utilizou-se o modelo de soluções ideais, no qual o comportamento de todas as moléculas é o mesmo, desconsiderando as forças de atrações intermoleculares. 
Entretanto com os resultados obtidos, podemos inferir que as soluções líquidas afastam-se desse tipo de idealidade devido às forças de interação entre as moléculas existentes. Essas espações e contrações no volume são atribuídas às fortes ligações de hidrogênio estabelecidas entre as moléculas de água e do etanol ou da acetona. 
Observando as tabelas 3 e 6 verificamos que as variações de volumes foram bem significativas, contudo esses valores podem ser mais bem interpretados pelos gráficos: 1, 2. 3 e 4 que nos mostram as relações entre as variações dos volumes em relação as frações molares. E assim verificamos que ocorreu um desvio considerável do volume real para o volume descrito pela idealidade.Entretanto através do teste de validade em que temos um sistema de substâncias iguais, podemos ver pelos resultados encontrados que esse sistema também foge da idealidade descrita pelos gases como pelos líquidos ideais, em que não há interações entre as moléculas das substancias que compõe o sistema. Sendo substancias iguais esperava-se um desvio muito pequeno ou desvio nenhum como propõe a idealidade.
E isso se deve por erros durante a realização do experimento, podendo ser por leitura errônea do menisco tanto dos balões como da bureta, por não levar em conta a real precisão das vidrarias e seu processo de aferição e por conta do escoamento e viscosidade dos líquidos utilizados. 
CONCLUSÃO
Com base nos resultados e na discussão dos mesmos supõe-se que houve erros experimentais durante a realização da prática sendo os resultados encontrados duvidosos e contestáveis. 
Uma vez que o através do teste validação em se utilizou duas substancias parecidas e que se esperava resultados próximos da idealidade não foram alcançados, infere-se que os outros resultados do experimento também contem erros. 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Centro De Física Teórica E Computacional Mistura binária. Disponível em:http://cftc.cii.fc.ul.pt/ICES/manual/4/modelo2misturabinaria.html Acessado em: 04 de setembro de 2017
CONSTANTINO, Mauricio Gomes. Et al. Fundamentos de química experimental. 2. Ed. 1. Reimpr. São Paulo: Editora da Universidade de São Paulo, 2014.
ATKINS, P. JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Tradução técnica: Ricardo Bicca de Alencastro. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.