Relatorio Sistema Binário Lei de partição de Nernst e destilação

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Pontifícia Universidade Católica do Paraná 
 Escola Politécnica 
 Curso de Engenharia Química 
 Disciplina de Físico Química 
 
 
 
 
 
 
 
SISTEMA BINÁRIO, LEI DE PARTIÇÃO DE NERNST E DESTILAÇÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Curitiba 
2013 
 
 
 
 
 
SISTEMA BINÁRIO, LEI DE PARTIÇÃO DE NERNST E DESTILAÇÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Curitiba, outubro de 2013 
SUMÁRIO 
 
1. INTRODUÇÃO ............................................................................................................................. 4 
1.1 DIAGRAMA DE FASES .......................................................................................................... 4 
Figura 1: Representação esquemática de um diagrama de fases. ...................................... 5 
1.2 SISTEMA BINÁRIO E PONTO EUTÉTICO ......................................................................... 5 
1.3 LEI DE DISTRIBUIÇÃO DE NERNST .................................................................................. 5 
1.4 DESTILAÇÃO DE SOLUÇÕES ............................................................................................. 6 
Figura 2: Diagrama de temperatura-composição do número de pratos teóricos de uma 
coluna de fracionamento. ........................................................................................................... 6 
2. MATERIAL .................................................................................................................................... 6 
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ........................................................................................ 8 
3.1 SISTEMA BINÁRIO ............................................................................................................. 8 
Tabela 1: Proporções .................................................................................................................. 8 
3.2 DISTRIBUIÇÃO DE UM SOLUTO ENTRE DOIS SOLVENTES NÃO – MISCÍVEIS ..... 8 
3.3 DESTILAÇÃO DE UMA MISTURA ....................................................................................... 9 
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES .............................................................................................. 9 
4.1 SISTEMA BINÁRIO ............................................................................................................. 9 
Tabela 2: Temperatura das amostras analisadas em relação ao tempo ........................... 10 
Gráfico 1: Variação da composição da amostra 1 em relação à temperatura. ................. 10 
Gráfico 2: Variação da composição da amostra 2 em relação à temperatura. ................. 11 
Gráfico 3: Variação da composição da amostra 3 em relação à temperatura. ................. 11 
Gráfico 4: Variação da composição da amostra 4 em relação à temperatura. ................. 12 
Gráfico 5: Variação da composição da amostra 5 em relação à temperatura. ................. 12 
Gráfico 6: Variação da composição da amostra 6 em relação à temperatura. ................. 13 
Gráfico 7: Diagrama de fases do sistema chumbo – estanho para amostra 1 ................. 13 
Gráfico 8: Diagrama de fases do sistema chumbo – estanho para amostra 2 ................. 14 
Gráfico 9: Diagrama de fases do sistema chumbo – estanho para amostra 3 ................. 14 
Gráfico 10: Diagrama de fases do sistema chumbo – estanho para amostra 4 ............... 15 
Gráfico 11: Diagrama de fases do sistema chumbo – estanho para amostra 5 ............... 15 
Gráfico 12: Diagrama de fases do sistema chumbo – estanho para amostra 6 ............... 16 
Tabela 3: Temperaturas eutéticas para cada amostra ......................................................... 16 
4.2 DISTRIBUIÇÃO DE UM SOLUTO ENTRE DOIS SOLVENTES NÃO – MISCÍVEIS ... 16 
Tabela 4: Volume de solução de barita gasta em cada titulação. ...................................... 17 
Gráfico 13: Fase Orgânica X Fase Aquosa ........................................................................... 18 
4.3 DESTILAÇÃO DE UMA MISTURA ..................................................................................... 18 
Figura 3: Representação da vaporização parcial de uma mistura líquida ......................... 19 
5. CONCLUSÃO ............................................................................................................................ 21 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS........................................................................................ 22 
 
1. INTRODUÇÃO 
1.1 DIAGRAMA DE FASES 
 
O termo fase identifica um estado uniforme da matéria, não só no que se 
refere à composição química, mas também no que se refere ao estado físico. 
Graficamente, o diagrama de fases (Figura 1) permite-nos prever a microestrutura de 
um material em função da temperatura e composição de cada componente [1]. 
Podendo ser descrito como um “mapa” que mostra quais fases são as mais estáveis 
nas diferentes composições, temperaturas e pressões [2]. 
As linhas de um diagrama de fases o dividem em regiões, destacadas como 
sólido, líquido e gasoso. Caso o ponto de equilibro que descreve o sistema se 
encontra na região sólida, trata-se de uma substância sólida e assim funciona para 
as demais fases [3]. 
 
 
Figura 1: Representação esquemática de um diagrama de fases. 
1.2 SISTEMA BINÁRIO E PONTO EUTÉTICO 
 
Sistemas binários são representados por diagramas de fases onde a 
temperatura e a composição são os parâmetros variáveis, enquanto pressão é 
mantida constante. Muitos desses sistemas, tanto ideais como não ideais, possuem 
diagramas de fase do tipo eutético simples. 
Os diagramas de fase binários são mapas que representam as relações 
entre a temperatura e as composições e quantidades de fases em equilíbrio, as 
quais influenciam a microestrutura de uma liga. Muitas microestruturas se 
desenvolvem a partir das transformações das fases. Isso pode envolver a transição 
de uma fase para outra, ou aparecimento e desaparecimento de uma fase. Tais 
diagramas são úteis para prever a presença ou ausência de equilíbrio [2]. 
Podem-se separar os sistemas binários em categorias: 
 Quando os dois componentes não apresentam nenhuma interação e sofrem 
fusão para produzir líquidos de composição igual à do sólido (fusão 
congruente), trata-se de sistemas com ponto eutético. 
 Quando os dois componentes dissolvem-se livremente um no outro, no 
estado sólido, trata-se de sistemas com solução sólida completa [3]. 
1.3 LEI DE DISTRIBUIÇÃO DE NERNST 
 
A distribuição de um soluto entre dois solventes não miscíveis trata-se da Lei 
de Partição, proposta por Walther Nernst. 
Estados nos quais uma substância pode se distribuir entre dois solventes 
diferentes representam, no equilíbrio a razão entre as atividades, em condições 
isotérmicas, desta substância nos diferentes meios. 
Nernst já havia percebido que a lei não poderia ser aplicada às soluções 
concentradas. Esta restrição estava relacionada com as possíveis modificações 
(dissociação ou associação) decorrentes das forças intermoleculares sofridas pelo 
soluto. A lei de distribuição de Nernst não pode ser utilizada para determinar a 
concentração total de íons em uma solução [4]. 
1.4 DESTILAÇÃO DE SOLUÇÕES 
 
O diagrama de fases que melhor representa a destilação de soluções é o de 
temperatura-composição, onde as curvas mostram as composições das fases em 
equilíbrio em função da temperatura. Na destilação simples, o vapor é recolhido de 
condensado. Normalmente utilizada para separar um líquido volátil de um soluto não 
volátil ou sólido. Na destilação fracionada,o ciclo de ebulição de condensação é 
repetido sucessivamente. Esta, normalmente utilizada para separar líquidos voláteis 
[1]. 
Na destilação fracionada há um movimento constante de ascensão do vapor 
e descida de líquido, de modo que haja uma distribuição contínua dos componentes 
entre as fases. Entretanto, não é possível se estabelecer o equilíbrio total. Sendo 
assim, é escolhida uma seção da coluna a uma determinada temperatura, na qual é 
possível estabelecer o equilíbrio entre o topo e a base. Esta seção é comparada a 
um prato teórico. O número de pratos teóricos representa a sequencia de 
evaporação-condensação necessária para separar efetivamente os componentes da 
mistura [4]. 
 
Figura 2: Diagrama de temperatura-composição do número de pratos teóricos de uma coluna 
de fracionamento. 
2. MATERIAL 
 
Prática 7: 
 Cronômetro; 
 Termômetro de mercúrio de 
até 450 °C; 
 Queimador de gás tipo 
Méquer; 
 Tripé de ferro; 
 Tela de amianto; 
 Cadinhos de ferro; 
 Estanho e chumbo puros; 
 Carvão vegetal moído. 
 
 
Prática 8: 
 Três funis de decantação de 
250 mL com os respectivos 
anéis e suportes; 
 Pipetas de 25 mL, 2 mL e 5 
mL; 
 Uma bureta de 50 mL; 
 Três béqueres de 100 mL; 
 Quatro erlenmeyers de 125 
mL; 
 Termômetro até 100 °C; 
 Tripé de ferro; 
 Tela de amianto; bico de 
Bunsen; 
 Fósforo; 
 Água destilada; 
 Ácido benzóico P.A; 
 Hexano P.A.; 
 Solução de barita 0,025 M; 
 Fenolftaleína. 
 
 
Prática 9: 
 Coluna de Vigreaux; 
 Manta de aquecimento; 
 Condensador de cabeças; 
 Balão de destilação com 
entrada lateral; 
 Cilindro graduado; 
 Refratômetro; 
 Etanol; 
 Metanol; 
 Isopropanol; 
 Ácido acético; 
 Hexano; 
 Tetracloreto de carbono. 
 
 
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
3.1 SISTEMA BINÁRIO 
 
Inicialmente, preparou-se seis misturas de chumbo (Pb) e estanho (Sn) com 
várias proporções em massa, conforme a tabela a seguir: 
Tabela 1: Proporções 
Amostras Chumbo (%) Estanho (%) 
1 100 0 
2 90 10 
3 65 53 
4 37 63 
5 15 85 
6 0 100 
 
Para cada amostra realizou-se o mesmo procedimento. Pesou-se 20 g de 
mistura em um cadinho de ferro, cobriu-se a mistura metálica com uma fina camada 
de carvão vegetal moído, a fim de minimizar a oxidação dos metais durante o 
aquecimento, em um queimador de gás tipo Méquer, iniciou-se o aquecimento 
lentamente até completa fundição de todo material. Retirou-se do aquecimento e 
com um termômetro mediu-se as temperaturas de 30 em 30 segundos e anotou-se 
os valores das temperaturas. 
3.2 DISTRIBUIÇÃO DE UM SOLUTO ENTRE DOIS SOLVENTES NÃO – 
MISCÍVEIS 
 
A prática de nº 9 iniciou-se da seguinte maneira: em cada um dos três funis 
de separação, colocou-se 25 mL de água destilada e 25 mL de hexano. Adicionou-
se ácido benzóico (1,1 g; 1,5 g e 1,9 g, respectivamente em cada funil de 
decantação) previamente numerados na sequência 1, 2 e 3. 
Agitaram-se os funis durante 15 minutos de tal forma que os mesmos 
recebessem o menor calor possível das mãos e retirando o ar formado dentro dos 
funis. Deixou-os em repouso até que se separem em duas camadas perfeitamente 
límpidas. 
 
 
9 
 
Ambientou-se a bureta com uma solução de barita 0,025 M. 
O tratamento da fase orgânica foi realizado em duplicata, colocou-se 25 mL 
de água destilada em dois Erlenmeyers de 125 mL, com um pipeta de 2 mL, 
previamente limpa e seca, retirou-se alíquotas da camada superior do primeiro funil 
e adicionou-se aos dois Erlenmeyers um de cada vez. Aqueceu-se a solução até 
aproximadamente 70 °C, adicionou-se uma gota de fenolftaleína e iniciou-se a 
titulação, atentando-se para o ponto de viragem. Repetiu-se esse procedimento para 
os outros dois funis. 
3.3 DESTILAÇÃO DE UMA MISTURA 
 
Em um balão de destilação, colocou-se 150 mL de etanol e 50 mL de 
tetracloreto de carbono, homogeneizou-se a solução e em seguida, colocou-se o 
balão na manta de aquecimento e o conectou na coluna de Vigreaux, aquecendo 
aos poucos até ser verificada uma condição de refluxo total da coluna, aguardou-se 
até que a temperatura do termômetro no alto estivesse constante. 
O condensador interno foi restringido e recolheram-se, então, algumas gotas 
do condensado na extremidade inferior do condensador externo. Logo em seguida, 
retornou-se o condensador interno à condição anterior e determinou-se o índice de 
refração da amostra coletada, com o auxílio de um refratômetro de Abbé. Retirou-se 
uma alíquota do balão de destilação e mediu-se o índice de refração. 
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
4.1 SISTEMA BINÁRIO 
 
Os valores das temperaturas (°C) em relação ao tempo estão dispostos na 
tabela a seguir: 
 
 
 
 
 
10 
 
Tabela 2: Temperatura das amostras analisadas em relação ao tempo 
Tempo (s) 
Amostras 
1 2 3 4 5 6 
30 261 235 160 228 232 146 
60 245 210 145 217 200 130 
90 200 180 130 185 165 119 
120 170 155 110 150 145 98 
150 145 130 95 120 122 85 
210 125 110 85 100 95 74 
 
Com a variação da composição das amostras, foi possível relacionar os 
dados das temperaturas obtidas e construir as curvas de resfriamento, conforme 
demonstra os gráficos a seguir: 
Gráfico 1: Variação da composição da amostra 1 em relação à temperatura. 
 
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
110
120
0 20 40 60 80 100 120 140 160 180 200 220 240 260 280
C
o
m
p
o
si
çã
o
 d
a 
A
m
o
st
ra
 1
 
(%
C
h
u
m
b
ro
/%
Es
ta
n
h
o
 
Temperatura (°C) 
Chumbo
Estanho
 
 
11 
 
Gráfico 2: Variação da composição da amostra 2 em relação à temperatura. 
 
 
Gráfico 3: Variação da composição da amostra 3 em relação à temperatura. 
 
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
110
0 20 40 60 80 100 120 140 160 180 200 220 240 260 280
C
o
m
p
o
si
çã
o
 d
a 
A
m
o
st
ra
 2
 
(%
C
h
u
m
b
o
/%
Es
ta
n
h
o
) 
Temperatura (°C) 
Chumbo
Estanho
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
110
120
-10 10 30 50 70 90 110 130 150 170 190 210 230 250
C
o
m
p
o
si
çã
o
 d
a 
A
m
o
st
ra
 3
 
(%
C
h
u
m
b
o
/%
Es
ta
n
h
o
) 
Temperatura (°C) 
Chumbo
Estanho
 
 
12 
 
Gráfico 4: Variação da composição da amostra 4 em relação à temperatura. 
 
 
Gráfico 5: Variação da composição da amostra 5 em relação à temperatura. 
 
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
110
0 20 40 60 80 100 120 140 160 180 200 220 240 260 280
C
o
m
p
o
si
çã
o
 d
a 
A
m
o
st
ra
 4
 
(%
C
h
u
m
b
o
/%
Es
ta
n
h
o
) 
Temperatura (°C) 
Chumbo
Estanho
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
110
0 20 40 60 80 100 120 140 160 180 200 220 240 260 280
C
o
m
p
o
si
çã
o
 d
a 
A
m
o
st
ra
 5
 
(%
C
h
u
m
b
o
/%
Es
ta
n
h
o
) 
Temperatura (°C) 
Chumbo
Estanho
 
 
13 
 
Gráfico 6: Variação da composição da amostra 6 em relação à temperatura. 
 
 
Com os dados apresentados nos gráficos, puderam-se construir os 
diagramas de equilíbrio sólido – líquido e determinar o eutético para cada mistura. 
Gráfico 7: Diagrama de fases do sistema chumbo – estanho para amostra 1 
 
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
110
0 20 40 60 80 100 120 140 160 180 200 220 240 260 280C
o
m
p
o
si
çã
o
 d
a 
A
m
o
st
ra
 6
 
(%
C
h
u
m
b
o
/%
Es
ta
n
h
o
) 
Temperatura (°C) 
Chumbo
Estanho
50
55
60
65
70
75
80
85
90
95
100
105
110
90 110 130 150 170 190 210 230 250 270
C
o
m
p
o
si
çã
o
 A
m
o
st
ra
 1
(%
) 
Temperatura °C) 
Chumbo
Estanho
 
 
14 
 
Gráfico 8: Diagrama de fases do sistema chumbo – estanho para amostra 2 
 
 
Gráfico 9: Diagrama de fases do sistema chumbo – estanho para amostra 3 
 
50
55
60
65
70
75
80
85
90
95
100
105
110
90 110 130 150 170 190 210 230 250 270
C
o
m
p
o
si
çã
o
 A
m
o
st
ra
 2
(%
) 
Temperatura (°C) 
Chumbo
Estanho
50
55
60
65
70
75
80
85
90
95
100
105
110
90 100 110 120 130 140 150 160 170
C
o
m
p
o
si
çã
o
 A
m
o
st
ra
 3
 (
%
) 
Temperatura (°C) 
Chumbo
Estanho
 
 
15 
 
Gráfico 10: Diagrama de fases do sistema chumbo – estanho para amostra 4 
 
 
Gráfico 11: Diagrama de fases do sistema chumbo – estanho para amostra 5 
 
50
60
70
80
90
100
110
90 110 130 150 170 190 210 230
C
o
m
p
o
si
çã
o
 A
m
o
st
ra
 4
 (
%
) 
Temperatura (°C) 
Chumbo
Estanho
50
55
60
65
70
75
80
85
90
95
100
105
110
90 110 130 150 170 190 210 230 250
C
o
m
p
o
si
çã
o
 A
m
o
st
ra
 5
(%
) 
Temperatura (°C) 
Chumbo
Estanho
 
 
16 
 
Gráfico 12: Diagrama de fases do sistema chumbo – estanho para amostra 6 
 
 
A partir da análise dos gráficos identificamos o ponto eutético de cada 
amostra, ou seja, o ponto onde as curvas se encontram, sendo este onde a mistura 
atinge o menor ponto de fusão, abaixo do ponto eutético temos as misturas na fase 
sólida e acima deste a mistura encontra-se na fase líquida. 
Abaixo estão relacionadas às temperaturas eutéticas: 
Tabela 3: Temperaturas eutéticas para cada amostra 
Amostras Temperaturas eutéticas (°C) 
1 184 
2 165 
3 108 
4 166 
5 154 
6 105 
4.2 DISTRIBUIÇÃO DE UM SOLUTO ENTRE DOIS SOLVENTES NÃO – 
MISCÍVEIS 
 
Após realização das titulações em duplicata, obtivemos os seguintes 
volumes: 
 
50
55
60
65
70
75
80
85
90
95
100
105
110
70 80 90 100 110 120 130 140 150
C
o
m
p
o
si
çã
o
 A
m
o
st
ra
 6
 (
%
) 
Temperatura (°C) 
Chumbo
Estanho
 
 
17 
 
Tabela 4: Volume de solução de barita gasta em cada titulação. 
Massa Ácido Benzóico (g) Volume Titulação 1 (mL) Volume Titulação 2 (mL) 
1,102 5,8 6,2 
1,505 6,9 6,8 
1,908 7,9 8,0 
 
Para a determinação da concentração da fase aquosa (água destilada) de 
cada massa de ácido benzóico pesada, dividiu-se o valor obtido na balança pelo 
volume de água destilada utilizada inicialmente (25 mL): 
𝐶 =
𝑚
𝑣
 
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 1 =
1,102 𝑔
0,025 𝐿
= 44,08 𝑔/𝐿 
 
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 2 =
1,505 𝑔
0,025 𝐿
= 60,20 𝑔/𝐿 
 
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 3 =
1,908 𝑔
0,025 𝐿
= 76,32 𝑔/𝐿 
Para o cálculo das concentrações da fase orgânica (hexano) de cada massa, 
dividiu-se a massa teórica de ácido benzóico pelo volume de hexano utilizado (25 
mL): 
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 1 =
1,100 𝑔
0,025 𝐿
= 44,00 𝑔/𝐿 
 
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 2 =
1,500 𝑔
0,025 𝐿
= 60,00 𝑔/𝐿 
 
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 3 =
1,900 𝑔
0,025 𝐿
= 76,00 𝑔/𝐿 
Com os valores de concentrações encontradas, relacionou-se em um gráfico 
da Fase Orgânica x Fase Aquosa. Sendo assim, encontrou-se o coeficiente angular 
da reta formada. Tal coeficiente corresponde ao n (número de moléculas) da 
equação da lei de distribuição de Nernst: 
 
 
18 
 
Gráfico 13: Fase Orgânica X Fase Aquosa 
 
Com o n (0,9925) encontrado, pode-se definir o coeficiente K. Com as 
médias das concentrações das fases aquosa e orgânica, utiliza-se a seguinte 
fórmula: 
𝐾 =
𝐶(𝑎𝑞𝑢𝑜𝑠𝑎)
𝑛
𝐶(𝑜𝑟𝑔â𝑛𝑖𝑐𝑎)
 
 
Sendo: Média Concentração Fase Aquosa = 60,02 g/L 
Sendo: Média Concentração Fase Orgânica = 60,00 g/L 
 
𝐾 =
60,020,9925
60,00
 → 𝐾 = 0,9700 
4.3 DESTILAÇÃO DE UMA MISTURA 
 
Para separar misturas que tem pontos de ebulição próximos como é o caso 
do etanol (78,37°C) e do tetracloreto de carbono (76,72°C), o melhor método é o da 
destilação fracionada. A mistura é aquecida e o vapor passa por uma coluna 
empacotada com material que tem área superficial alta, como contas de vidro. 
O vapor começa a condensar nas contas próximas do fundo da coluna. 
Porém conforme o aquecimento continua, o vapor condensa e vaporiza mais e mais, 
à medida que sobe na coluna. O líquido retorna à mistura que ferve. O vapor fica 
y = 0,9925x + 0,3102 
30
40
50
60
70
80
30 40 50 60 70 80
Fa
se
 o
rg
ân
ic
a
 
Fase aquosa 
Fase Orgânica x Fase Aquosa 
 
 
19 
 
progressivamente mais rico no componente cujo ponto de ebulição é menor, à 
medida que sobe pela coluna e chega ao condensador. 
Figura 3: Representação da vaporização parcial de uma mistura líquida 
 
Fonte: Portal Laboratório virtuais 
 
O líquido e o vapor estão em equilíbrio em cada ponto da coluna de 
fracionamento, mas as suas composições variam com a altura. O destilado final é o 
tetracloreto de carbono quase puro, o mais volátil dos componentes, e o líquido no 
recipiente é o etanol quase puro. 
Para encontrar o índice de refração da mistura, pode-se calculá-lo de 
maneiras distintas. Uma utilizando valores tabelados de índice de refração e outra 
utilizando densidade de cada composto, associando o valor da massa (g) com sua 
massa molar (g/mol), encontrando assim o índice de cada composto, com posterior 
índice total da mistura. Em ambos os métodos os resultados ficam bem próximos. 
Abaixo está descrita o segundo método de cálculo acima citado: 
 Cálculos para o Tetracloreto de Carbono (CCl4) 
Com a densidade e o volume utilizado, encontra-se a massa de CCl4: 
Densidade = 1,59 g/mL 
Volume = 50 mL 
𝜌 =
𝑚 (𝑔)
𝑣 (𝑚𝐿)
 
1,59 𝑔/𝑚𝐿 =
𝑚 (𝑔)
50 𝑚𝐿
→ 𝑚 = 79,5 𝑔 
 
 
20 
 
Através da massa calculada e da massa molar do composto, encontra-se o 
número de mols: 
Massa Molar = 153,82 g/mol 
𝑛 =
𝑚 (𝑔)
𝑀𝑀 (𝑔/𝑚𝑜𝑙)
 
𝑛 =
79,5 𝑔
153,82 𝑔/𝑚𝑜𝑙
→ 𝑛 = 0,52 𝑚𝑜𝑙 
 Cálculos para o Álcool Etílico (C2H6O) 
Procede-se com os mesmos cálculos, utilizados no composto anterior. 
Densidade = 0,789 g/mL 
Volume = 150 mL 
0,789 𝑔/𝑚𝐿 =
𝑚 (𝑔)
150 𝑚𝐿
→ 𝑚 = 118,35 𝑔 
Massa Molar = 46 g/mol 
𝑛 =
118,35 𝑔
46 𝑔/𝑚𝑜𝑙
→ 𝑛 = 2,57 𝑚𝑜𝑙 
Com ambos os número de mols encontrados, prossegue-se para calcular o 
índice de refração da mistura: 
𝑛(𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙) = 𝑛(𝐶𝐶𝑙4) + 𝑛(𝐶2𝐻6𝑂) 
𝑛(𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙) = 0,52 + 2,57 → 𝑛 = 3,09 𝑚𝑜𝑙 
Com a fração molar, determina-se o índice de refração da mistura: 
𝐼 =
𝑛 
𝑛(𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙)
 
𝐼 =
0,52 
3,09
→ 𝐼 = 0,17 
𝐼 =
2,57 
3,09
→ 𝐼 = 0,83 
𝐼(𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙) = 0,17 + 0,83 → 𝐼 = 1 
 
 
21 
 
5. CONCLUSÃO 
 
A partir dos três procedimentos realizados, podemos observar a aplicação 
da literatura na prática laboratorial. Os principais objetivos das práticas foram a 
construção de um diagrama de fases onde se estabeleceu o ponto eutético de um 
equilíbrio sólido-líquido; calcular a constante K a partir da lei de partição de Nernst;e 
por fim, através da destilação fracionada, determinar o índice de refração de uma 
mistura e analisar o diagrama que relaciona a fração molar e a temperatura. 
Tratando-se da primeira prática, podemos afirmar que o objetivo foi 
alcançado, determinou-se o ponto eutético do equilíbrio através de uma linha de 
tendência nos diagramas, mostrando-nos valores superiores a 100°C. No que se 
refere à segunda prática, lei de partição de Nernst, podemos concluir que também 
foi realizada com sucesso, onde o principal objetivo foi alcançado, que era o cálculo 
da constante K, encontrado um valor de 0,9700. Já a terceira prática, podemos 
afirmar que, tratando da literatura, foi mais trabalhosa, pois não encontramos valores 
e/ou diagramas com a mesma composição utilizada para posterior comparação; 
porém o cálculo do índice de refração seguiu como a literatura colocou. 
Contudo, concluímos com segurança que apesar das dificuldades da prática 
e da interpretação dos resultados, seguimos com coerência o que a literatura nos 
proporcionou, podendo assim estabelecer comparativos que nos auxiliaram e 
facilitaram o desenvolver do relatório. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
22 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
[1] – ATKINS, Peter. DE PAULA, Julio. Físico-Química. Rio de Janeiro: LTC, 2008. 
[2] – CALLISTER, Willan D. Ciência e Engenharia de Materiais uma Introdução. 
Rio de Janeiro: LTC, 2008. 
[3] – CASTELLAN, Gilbert W. Fisicoquimica – segunda edición en español. 
México: Person, 1998. 
[4] – BASTOS, Antonio C. L. M. [et. al.]. Físico-Química. Belém: UFPA, 2011. 
Figura 1: Diagrama de Fases. Disponível em < 
http://www.mundoeducacao.com/fisica/diagrama-fases.htm>. Acessado em 26 de 
outubro de 2013. 
Figura 2: Diagrama temperatura-composição. Disponível em < 
http://www2.ufpa.br/quimdist/livros_bloco_6/livros-2011/FISICO-
QUIMICA%20TEORICA.pdf>. Acessado em 26 de outubro de 2013. 
http://labvirtual.eq.uc.pt/siteJoomla/index.php?Itemid=143&id=67&option=com_conte
nt&task=view