Tableau 1 : Volume d’eau et de méthanol utilisé pour l’observation de la variation du volume, engendré par le mélange de ceux-ci, ainsi que leur fraction molaire et le résultat de leur variation. Volume d’eau (mL) ±0,11 | Volume de méthanol (mL) ±0,1 | Fraction molaire de l’eau | Fraction molaire du méthanol | Volume d’eau rajouté afin de compléter à 50mL (ΔV en mL) | 5,0 | 45,0 | 0,19998722 | | 0,80001278 | 1,48 | 10,0 | 40,0 | 0,35998159 | | 0,64001841 | 1,61 | 15,0 | 35,0 | 0,49088912 | | 0,50911088 | 2,1 | 20,0 | 30,0 | 0,59998083 | | 0,40001917 | 1,86 | 25,0 | 25,0 | 0,69229067 | | 0,30770933 | 1,78 | 30,0 | 20,0 | 0,77141448 | | 0,22858552 | 1,32 | 35,0 | 15,0 | 0,83998926 | | 0,16001074 | 0,88 | 40,0 | 10,0 | 0,89999281 | 0,10000719 | 0,59 | 45,0 | 5,0 | 0,95293759 | | 0,04706241 | 0,23 | | | | | |

1 L’incertitude est la moitié de la plus petite division donc celle de la burette est de 0,05mL puisque sa plus petite division est de 0,1mL, par contre, cette mesure doit être multipliée par deux puisqu’on doit ajuster la burette à zéro et prendre une lecture pour obtenir le volume désiré, soit ±0,05 x 2 = ±0,1mL.

Graphique 1 :

Graphique 1 en rapport avec le tableau 1, représentant la courbe décrite par la variation du volume sur la fraction molaire du méthanol. (Sans les incertitudes.) Théorie : Pour arriver a bien comprendre cette expérience et tous les phénomènes l’encadrant nous devons nous attarder sur quelques sujet s comme les interactions moléculaires de Keesom, debye et London, les ponts hydrogènes, les solvants purs et la loi de Raoult. Pour donner un sens logique à travers tous ces éléments, les forces de Van der Waals sont donc en première priorité. Ses forces sont les 3 grands types d’interactions intermoléculaires soit, comme mentionné plus haut : Keesom, Debye et London. Ces interactions sont dues aux extrémités positives ou négatives qu’une molécule est