Relatorio Aula Pratica - Quimica Inorganica

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Faculdade Pitágoras
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
QUÍMICA INORGÂNICA
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA:
TESTE DE CHAMA
 
Autor: Silas Barboza Lima
IRECE-BA
MAIO de 2024.
Silas Barboza Lima
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA:
TESTE DE CHAMA
Relatório apresentado como requisito para nota da aula prática número 2, teste de chama, sob a supervisão da professora Vanessa Maruyama, da disciplina de Química Inorgânica, QI102.
IRECE – BA.
maio de 24.
INTRODUÇÃO
Na busca por diferenciar determinados elementos em substâncias, a combustão, também chamada de teste de chamas, baseia-se nas afirmações do cientista dinamarquês Niels Bohr (1885 – 1962) sobre a energia quantizada de um átomo. Segundo tal teoria, cada elétron possui quantidades específicas de energia, que geram um comprimento de onda limitado e sempre tendem a voltar para seu estado fundamental (nível de energia do elétron mais baixo que lhe é possível).
Normalmente o átomo fica em seu estado fundamental e ao receber energia térmica alguns dos elétrons desse átomo são excitados, recebendo mais energia, e passam a ocupar regiões diferentes na eletrosfera. As teorias de Einstein e Planck, separadamente, demonstram que nessa fase, quando os elétrons voltam ao seu estado fundamental, eles liberam energia em forma de partículas de radiação eletromagnética (fótons) proporcional a frequência de radiação (luz). Nessa liberação de energia observa-se uma variação na coloração emitida em cada radiação, as cores obtidas são as identidades de cada elemento, que são reconhecidas através dos espectros que variam do violeta (curto) ao vermelho (longo). (Figura 1).
As frequências emitidas são os números de oscilação completas que a onda faz a cada segundo, e o comprimento de onda é a distância de duas camadas vizinhas. Cada elétron possui uma velocidade característica e sua propriedade ondulatória, e levando esses dados em consideração pode-se calcular a frequência da radiação.1
Figura 1. Espectro da Luz
Fonte: Internet (Common License).
OBJETIVOS
	Observar a coloração obtida em cada substância;
	Calcular energia emitida.
MATERIAIS UTILIZADOS
Para realização do experimento teste de chamas utilizou-se o Bico Bunsen, para a combustão das substâncias e consequente aquecimento dos elétrons, fio de Monel para manuseio dos elementos, e HCl e água para limpeza do Fio de platina dentro da capela.
NORMAS DE SEGURANÇA
Na realização do experimento utilizou-se o Bico de Bunsen que requerer um manuseio adequado para evitar propagação de incêndios, além do fio de platina que quando aquecido requer cuidados para não causar queimaduras. 
Em caso de riscos reais deve-se utilizar extintor de incêndio especifico e procurar a saída de emergência mais próxima, caso haja contato com algumas das substancias, seguir as orientações da professora, caso necessário, buscar acompanhamento médico.
A limpeza do fio de Monel com o HCl aconteceu dentro da capela, os equipamentos de proteção individuas foram utilizados, e dessa forma, os experimentos não apresentaram riscos à saúde da professora e demais estudantes. 
PARTE EXPERIMENTAL
Os elementos são manuseados com fio de platina para evitar contaminação das amostras que são aquecidas pelas chamas do bico de Bunsen que na temperatura adequada conseguem excitar os elétrons.
Na pratica do experimento separou-se os seguintes elementos: Cloreto de Estrôncio (SrCl2), Cloreto de Potássio (KCl), Cloreto de Sódio (NaCl), Cloreto de Cobre (CuCl2), Cloreto de Cálcio (CaCl2) e o Cloreto de Bário (BaCl2).
Colocou-se uma pequena quantidade de cada elemento no fio de Monel e posteriormente colocou-se o fio sob a chama do Bico de Busen para se possível observar a coloração da chama.
O experimento foi repetido para cada elemento, com a limpeza do fio na capela com HCl e água.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Com a combustão dos elementos verificou-se que a chama apresentou uma determinada coloração para cada substância. Tal coloração observada pode ser comparada com a coloração característica encontrada na literatura. Dessa maneira pode-se verificar que cada elemento possui realmente uma coloração própria resultado da liberação de energia e advinda de sua composição singular.
A tabela 1 apresenta as os dados obtidos nos experimentos realizados na sala de aula com os elementos identificados.
Tabela 1. Coloração dos elementos e energia liberada
	Substância
	Coloração no experimento
	Coloração na literatura
	Comprimento de onda (ƛ)
	Energia (E)
	Cobre
	Verde Azulado
	Azul
	500 nm
	3,98.10-19j
	Estrôncio
	Vermelho
	Vermelho Carmesim
	680 nm
	2,92.10-19 j
	Potássio
	Lilás
	Lilás
	580 nm
	3,43.10-19 j
	Sódio
	Amarelo
	Amarelo Intenso
	590 nm
	3,37.10-19j
	Bário
	1º Teste = Laranja 
2º Teste = Verde
	Verde
	530 nm
	3,75.10-19j
	Cálcio
	Vermelho Alaranjado
	Vermelho Tijolo
	650 nm
	3,06.10-19j
Para efetuar o cálculo da energia liberada e o comprimento da onda em cada experimento utiliza-se as formulas de Planck: E = h.v e C = h.v, onde: 
C - Velocidade da luz;
V – Frequência de radiação magnética;
E – Energia (fóton);
ƛ – Comprimento de onda; 
h – Constante de Planck (6,63 .10-34).
	Nos experimentos, os metais, que tendem a perder seus elétrons nas camadas de valência, utilizados em conjuntos com os sais ao receberem o calor da chama perdem seus elétrons. Esses elétrons tornam-se livre e são novamente capturados pelo sal da substancia. Dessa forma, o elétron que recebeu mais energia altera sua localização na orbita e quando volta ao seu estado fundamental emite a radiação que em determinado comprimento de onda define a coloração visualizada. Essa coloração muda de elemento para elemento, pois a distribuição eletrônica de cada elemento varia.
	Ao analisara coloração da chama, o elemento Bário apresentou uma coloração diferente da encontrada na literatura, porém ao realizar-se novamente o experimento a coloração encontrada na literatura pôde ser visualizada por poucos instantes. Tal acontecimento pode ser explicado pela interferência na utilização de instrumentos diferentes e na higienização do mesmo. O sódio foi o último elemento a ser utilizado, por que a chama do sódio mascara a de outros cátions caso o sal testado esteja contaminado com sódio, o que pode ter acontecido com o Bário. 
	Outro motivo para a coloração diferente pode ter sido a falta do vidro de cobalto, que serve para filtrar a cor amarelada proveniente do sódio na queima dos sais para que assim possa observar-se apenas as cores obtidas na queima. Algumas substancias não apresentaram a coloração exatamente igual à da literatura, devido ao fato das substancias utilizadas no experimento se encontrarem na forma de sais e não em compostos puros.
CONCLUSÃO
	A partir da comparação das cores obtidas no experimento com as cores encontras na literatura, concluiu-se que as cores do experimento apresentaram pequenas mudanças, resultadas de alguma interferência do meio. 
	Concluiu-se então que a teoria proposta por Bohr é realmente verificada com os elementos e a energia liberada pode ser calculada, assim como. 
	O método empregado foi o mais adequado para o experimento, o que contribuiu para o sucesso da prática, dando dessa forma parâmetro para os alunos de geologia conseguirem futuramente analisar e identificar certos elementos em diferentes contextos.
BIBLIOGRAFIA
1RUSSEL, John B. Química Geral. 2 ed. Vol. 1. São Paulo: 1994, p 205 – 245.
1MENDHOM, J et al. Vogel – Análise Química Quantitativa. 6 ed. Vol. Único. Rio de Janeiro: 2002, p325 -353.
HARRIS, Daniel C. Análise Química Quântica. 7 ed. Vol. Único. São Paulo: 2008, p 516 – 519.
GRACETTO, Augusto César et al. Combustão, chamas e teste para cátions. Química Nova na Escola, nº 23, 05/2006.
OKAMURA, Fabiano et al. Experimentos simples usando fotometria da chama para ensino de princípios de espectrometria atômico em curso de química analítica. Química Nova, Vol. 27, nº 5, p 832 – 836. Publicado na Web, 06)2004.
FILGUEIRAS, Carlo. A espectrometria e a química da descoberta de novos elementos ao limar teoria quântica.Química Nova na Escola, São Paulo, 3ª ed. 05/1996.
Cassiana Viccari de Moraes, Universidade de São Paulo, Faculdade de Filosofia, Ciências e Letras de ribeirão Preto, disponível em: http://sites.ffclrp.usp.br/cipa/index.php?p=fispq. 
Faculdade Pitágoras
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
Caráter Oxidante do Halogêneos
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA:
Caráter Oxidante do Halogêneos
 
Autor: Silas Barboza Lima
IRECE-BA
MAIO de 2024.
Silas Barboza Lima
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA:
TESTE DE CHAMA
Relatório apresentado como requisito para nota da aula prática número 2, teste de chama, sob a supervisão da professora Vanessa Maruyama, da disciplina de Química Inorgânica, QI102.
IRECE – BA.
maio de 24.
PROCEDIMENTOS
1. SEGURANÇA DO EXPERIMENTO
Coloque os equipamentos de proteção individual localizados no “Armário de EPIs”.
2. PREPARANDO O EXPERIMENTO
Prepare a capela de exaustão abrindo a janela, acendendo a luz interna e ligando o exaustor. Feito isso,
coloque todos os itens necessários ao experimento, que se encontram no armário inferior, dentro da capela.
3. PROMOVENDO O PRIMEIRO BLOCO DE REAÇÕES
Deposite uma amostra da solução de brometo de potássio a 1,0 mol. L-1 (KBr) no béquer 1 e pipete 1 mL
da solução para colocar tubo de ensaio 1. Em seguida, deposite uma amostra de Clorofórmio P.A. (CHCl₃)
no béquer 2 e, com o contagotas higienizado, pipete 1 mL dessa solução para colocar no tubo de ensaio 1.
Promova a mistura no tubo de ensaio 1 e observe os resultados. Realize a limpeza dos béqueres e do contagotas para prosseguir com o experimento. Deposite uma amostra de Ácido clorídrico P.A. (HCl) no béquer
1 e pipete 1 mL dessa solução para colocar no tubo de ensaio 1, junto as soluções adicionadas
anteriormente. Promova a mistura no tubo de ensaio 1 e observe os resultados. Em seguida, deposite uma
amostra de Hipoclorito de sódio P.A. (NaClO) no béquer 2 e, com o conta-gotas higienizado, pipete 1 mL
dessa solução para colocar no tubo de ensaio 1, junto as soluções adicionadas anteriormente. Promova a
mistura no tubo de ensaio 1 e observe os resultados. Para prosseguir com o experimento, realize a limpeza
dos béqueres e do contagotas.
4. PROMOVENDO O SEGUNDO BLOCO DE REAÇÕES
Deposite uma amostra de Cloreto de potássio (KCl) no béquer 1 e pipete 1 mL dessa solução para colocar
no tubo de ensaio 2. Em seguida, deposite uma amostra de Clorofórmio P.A. (CHCl₃) no béquer 2 e, com o
conta-gotas higienizado, pipete 1 mL dessa solução para colocar no tubo de ensaio 2. Promova a mistura no
tubo de ensaio 2 e observe os resultados. Realize a limpeza dos béqueres e do conta-gotas e prossiga com
o experimento. Deposite uma amostra da Água de Bromo (Br2(aq)) no béquer 1 e pipete 1 mL dessa solução
para colocar no tubo de ensaio 2, junto as soluções adicionadas anteriormente. Promova a mistura no tubo
de ensaio 2 e observe os resultados.
5. AVALIANDO OS RESULTADOS
Siga para a seção “Avaliação de Resultados”, neste roteiro, e responda de acordo com o que foi observado
nos experimentos.
6. FINALIZANDO O EXPERIMENTO
Faça a limpeza de todos materiais utilizados, guarde-os no armário, feche a janela da capela, desligue a luz
e exaustor, guarde os EPIs no armário e encerre o experimento.
MATERIAIS NECESSÁRIOS
• Béqueres de capacidade volumétrica de 50 mL;
• Conta-gotas com capacidade volumétrica para 1 mL;
• Tubos de ensaio;
• Solução de brometo de potássio a 1,0 mol. L-1
(KBr);
• Clorofórmio P.A. (CHCl₃);
• Ácido clorídrico P.A. (HCl);
• Hipoclorito de sódio P.A. (NaClO);
• Cloreto de potássio (KCl);
• Água de Bromo (Br2(aq)).
RESULTADOS
1.
1º Solução de brometo de potássio a 1,0 mol. L-1 (KBr)+ Clorofórmio P.A. (CHCl₃):após a mistura no tubo de ensaio
configura uma mistura heterogênea, suas fases são visíveis, concentrando aparte sólida no fundo.
2º Solução de brometo de potássio a 1,0 mol. L-1 (KBr)+ Clorofórmio P.A. (CHCl₃)+ Ácido clorídrico P.A. (HCl):ficou
menos concentrada, continua uma mistura heterogênea.
3º Solução de brometo de potássio a 1,0 mol. L-1 (KBr)+ Clorofórmio P.A. (CHCl₃)+ Ácido clorídrico P.A. (HCl)+
Hipoclorito de sódio P.A. (NaClO): após a mistura no tubo de ensaio configura uma mistura heterogênea, suas
fases são visíveis, com uma cor amarelado forte, concentrando aparte sólida no fundo.
2.
Potássio fica na parte inferior, cloro na parte superior.
3.
1º A solução Cloreto de potássio (KCl)+ Clorofórmio P.A. (CHCl₃) após a mistura no
tubo de ensaio configura uma mistura heterogênea, suas fases são visíveis,
concentrando aparte sólida no fundo.
2º A solução Cloreto de potássio (KCl)+ Clorofórmio P.A. (CHCl₃)+ Água de Bromo
(Br2(aq)) após a mistura suas fases são visíveis, concentrando aparte sólida no
fundo.
4.
Potássio fica na parte inferior, cloro na parte superior.
5.
1º fase no tubo de ensaio 1 Solução de brometo d e potássio a 1,0 mol. L-1 (KBr)+ Cloro fórmio P.A. (CHCl₃) 1º fase
no tubo de ensaio2 Cloreto de potássio (KCl)+ Clorofórmio P.A. (CHCl₃) foram muito idênticos.
2º fase no tubo de ensaio1 A solução de brometo de potássio a 1,0 mol. L-1 (KBr)+ Clorofórmio P.A. (CHCl₃)+
Ácido clorídrico P.A. (HCl) em comparação a 2º fase no tubo de ensaio 2 Cloreto de potássio (KCl)+ Clorofórmio
P.A. (CHCl₃)+ Água de Bromo (Br2(aq)) a segunda mistura ficou bem amarelada e concentrada.
6.
Cloro (Cl) em temperatura ambiente e pressão atmosférica, o cloro é um gás de coloração amarelo-esverdeada
que se torna líquido ao ser resfriado até a temperatura de -34 °C.
Bromo (Br) em temperatura ambiente, o bromo encontra-se no estado líquido. É vermelho, volátil e denso. Sua
reatividade é intermediária entre a do cloro e a do iodo.
7.
Da família 17 Tem um elétron na última camada Elétron negative.
8.
O mais é o Astato.
CONCLUSÃO
De acordo com os experimentos, concluímos que os halogênios são muito reativos, é adicionado o clorofórmio
(CHCl3), com o objetivo de formar duas fases (uma aquosa e outra orgânica), pois, conforme há a formação do
dihalogênio, ele se desloca para o meio orgânico. Por exemplo, a reação de obtenção de bromo molecular (Br2).
Neste caso, o cloro ativo (Cl2) é produzido in situ, promovendo a oxidação do íon brometo. Conforme o bromo é
produzido, ele é atraído para o meio orgânico (CHCl3), deslocando o equilíbrio da reação para a formação de
produtos.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
CHANG, R.; Goldsby, K. A. Química. 11. ed. Porto Aleg re: AMGH, 2013.
SHRIVER, D.F.; Atkins, P.W. Química Inorgânica. Porto Alegre: Bookman, 2003.
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