Relatório Teste de Chamas_ Moysés Lima Sander_2111509

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PONTÍFICIA UNIVERSIDADE CATÓLICA DO RIO DE JANEIRO
MOYSÉS LIMA SANDER
TESTE DE CHAMAS – ANÁLISE ESPECTROSCÓPICA
RIO DE JANEIRO-RJ
2021
MOYSÉS LIMA SANDER
TURMA:33O
MATRÍCULA:2111509
TESTE DE CHAMAS – ANÁLISE ESPECTROSCÓPICA
Professor: Omar Ginoble Pandoli
Rio de Janeiro-RJ
2021
RESUMO
O experimento do teste de chama consiste na utilização de um bico de Bunsen para o manuseio da transferência de energia em forma de calor com o intuito de excitar os elétrons de um dado elemento ou de sais, quando os elétrons se excitam ocorre a absorção da energia vindo do bico de Bunsen, ocasionando em um pulo para a camada mais externa, e como o elétron busca a estabilidade o elétron irá voltar para sua orbital na qual estava primariamente, assim liberando a energia em forma de fóton. Essa radiação emite cores específica de seus respectivos elementos.
LISTA DE ILUSTRAÇÕES
Figura 1 - Modelos atômicos	6
Figura 2 - Transição entre camadas	9
Figura 3 - Forças atuantes no elétron	10
Figura 4 - Comprimentos de ondas e suas linhas espectrais	12
Figura 5 - Espectrograma eletromagnético	13
Figura 6 - Emissão espectral de todos os elementos	14
Figura 7 - Chama do Sr2+	14
Figura 8 - Chama do Ca2+	15
Figura 9 - Chama do Na+	15
Figura 10 - Chamas do Ba2+	16
Figura 11 - Chama do Cu2+	16
Figura 12 - Chama do K+	16
Figura 13 - Chama do Na+ usando o vidro de cobalto	17
Figura 14 - Chama do K+ usando o vidro de cobalto	17
SUMÁRIO
1.	INTRODUÇÃO	7
2.	REFERENCIAL TEÓRICO	9
2.1.	O átomo de Bohr	9
2.2.	Visualização da chama para o observador	12
2.3.	Progressão energética dos elementos	13
2.4.	Vidro de Cobalto e suas aplicações	16
3.	CONCLUSÃO	17
4.	BIBLIOGRAFIA	18
1. INTRODUÇÃO
A física e química são as ciências que explicam de forma lógica os fenômenos da natureza por meio da matemática, com o passar do tempo os estudos sobre a compreensão do mundo macroscópico e microscópico foi sendo ampliada. Desde a Grécia antiga pelos filósofos da natureza, que tinham o intuito de explicar a natureza com os quatro elementos fundamentais, tal conceito foi exposto por Aristóteles. Depois, na era moderna, Isaac Newton contribuiu para a criação do cálculo integral e consolidou a maior parte da física clássica que é compreendida atualmente. Entretanto, as pesquisas não se resumiram apenas ao mundo macroscópico e passaram a ter uma perspectiva da ordem de 0,1 nanômetro ou 10-10 metro.
 O mundo microscópico é um universo vasto que foi e está sendo desvendado por inúmeros físicos e químicos dentre eles compõem: John Dalton, J.J. Thomson, Robert Milikan, Eugen Goldstein, Ernest Rutherford, Max Planck, Niels Bohr, James Chadwick, Arnold Sommerfeld, De Broglie, Heisenberg, Schrödinger, entre outros. Segue a evolução dos modelos atômico, conforme ilustra a figura 1:
Figura 1 - Modelos atômicos 
Fonte: Muniz, Silas, 2018 - Sinapse
Entretanto, o mundo da física clássica e da física quântica por muito tempo não se conciliaram, só quando Niels Bohr, utilizando os conhecimentos adquiridos por Max Planck e considerando a física clássica na mecânica do movimento do elétron foi capaz de conciliar às duas vertentes da física que antes era impossível. Essa aquisição não remodelou o modelo atômico como foi criada outras áreas na física e da química, como por exemplo a área da espectroscopia, que foi capaz não só de expressar os elementos em forma de linhas do espectro visível, que representam cada elemento, como, a descoberto de cinco novos elementos, sendo estes o hélio, presente na superfície do Sol. Césio, Rubídio, Tálio e índio foram descobertos pelo químico, Bunsen, e pelo físico, Kirchhoff, por meio da análise de sais alcalinos e sais puros. A espectroscopia não só é útil para determinar elementos perto como a distância, a análise espectroscópica é muito usada no meio da astrofísica para determinar a composição de estrelas e de planetas.
2. REFERENCIAL TEÓRICO
O referencial teórico será estruturado seguindo os seguintes tópicos: O átomo de Bohr, Visualização da chama para o observador, Progressão energética dos elementos, Vidro de Cobalto e suas aplicações.
2.1. O átomo de Bohr
O modelo atomístico de Niels Bohr foi estabelecido para explicar os paradoxos do modelo de Rutherford e os fundamentos da Física Clássica. De modo a de explicar a mecânica do elétron na eletrosfera, Bohr desenvolveu quatro postulados. O primeiro postulado foi criado para que não houvesse um colapso da matéria, pois seguindo os conceitos da Física Clássica, toda carga elétrica em movimento acelerado deve emitir energia.
Devido a isso, os elétrons iriam ter suas energias diminuídas continuamente devido à atração do núcleo e mais cedo ou mais tarde o elétron iria se colapsar com o núcleo. Dito isto, o primeiro postulado foi chamado, postulado dos níveis de energia, em que consistia, que os elétrons só podem orbitar ao redor do núcleo em orbitais circulares de raios predefinidos. Em que, para cada raio desses, há uma energia relacionada, ou seja, dentro de uma órbita os elétrons são realizam absorção ou emissão de energia. Outra explicação para esse fenômeno é que os elétrons só podiam se mover em órbitas circulares somente se o comprimento de sua órbita for igual a um número inteiro de comprimentos de onda de De Broglie. Portanto, a condição foi feita, seguindo a equação:
Comprimento de onda de De Broglie:
	
	
	(1)
Em que λ, h, e, ε e m são, respectivamente, o comprimento da onda, constante de Planck, carga do elétron, constante eletrostática e a massa do elétron.
	
	nλ=2πrn
	(2)
Na qual n, λ, e rn são, respectivamente, o número quântico da órbita, comprimento de onda de De Broglie e o raio da órbita que contém n comprimentos de onda de De Broglie. 
Substituindo a equação 1 em 2:
	
	Rn= 
	(3)
As análises feitas por Bohr foram realizadas apenas para o átomo mais simples existente, o átomo de hidrogênio, com sua configuração eletrônica definida pelo diagrama de Pauli como, 1s1, sendo seu número quântico principal, ou camada, ou órbita, sendo igual a 1. Logo utilizando a equação 3, o raio da órbita do hidrogênio vale r1=5,292.10-11m. Para os demais raios possíveis, segue a equação:
	
	rn=
	(4)
O segundo postulado de Bohr, postulado das transições de energia, exprime que os elétrons só podem transitar de camadas, órbitas, caso lhes forem expostos uma quantidade de energia, essa quantidade de energia foi classificada por “quantum” por Max Planck (fóton na literatura), um dos pioneiros da mecânica quântica. A transição entre camadas também foi denominada como o salto quântico do elétrico, proveniente da palavra “quantum”. Quando o elétron absorve energia ele realiza o salto quântico para uma camada mais externa e quando ele retorna para sua camada ele libera energia, ou um fóton, emitindo uma cor do elemento. Conforme segue a ilustração da figura 2.
Figura 2 - Transição entre camadas
Fonte: VALADARES, 2005, p.5.
Segundo o modelo de Bohr, os níveis de menor raio apresentam menor energia e os níveis de maior raio apresentam maior energia. Isto ocorre visto que, conforme ilustra a figura 2 do átomo de hidrogênio:
Figura 3 - Forças atuantes no elétron
Fonte: Prof Garcia Lima, Antonio Guilherme
Assumindo que a órbita é circular como Bohr já mencionou, implica que o elétron quando em movimento ocorre uma atração do núcleo, sendo assim a força centrípeta do movimento tem que ser igual à força elétrica entre o próton e o elétron. Segue nas equações abaixo:
	
	Fel=Fcp → 
	(5)
Logo a velocidade do elétron vale, portanto:
	
	
	(6)
A energia mecânica total do elétron será a soma da energia cinética com a energia potencial elétrica, que vale:
	
	Ec= e Ep=
	(7)
Substituindo a equação 5 em 6 e somando, implica:
	
	
	(8)
Assim, conforme segue a equação da energia do elétron em função do raio, percebe-se que quanto maior o raio maior será a energia.
Logo, para descobrir a energia total do elétron, basta substituir a equação 3 na equação 8,pois como os possíveis raios para os elétrons em órbita só assumem determinados valores, implica em:
	
	E=
	(9)
Como as grandezas m, e, ε e h são todas constante foi dado uma única constante para a equação sendo a constante, E1. Logo:
	
	
	(10)
Implicitamente observando a equação 10 é possível notar que, quando o elétron está em sua orbital ele exprime uma energia, quando ele é exposto a uma energia externa o átomo se torna excitado pulando de órbita e voltando para sua órbita de origem. Essa variação de energia será proporcional a dois valores inteiros n e m, de suas órbitas. Logo a variação de energia é expressa como:
	
	
	(11)
2.2. Visualização da chama para o observador
Sabe-se que a velocidade da luz é dada pelo produto de seu comprimento pela frequência:
	
	
	(12)
Em que c, λ, f são, respectivamente, a velocidade da luz no vácuo, comprimento de onda da luz e a frequência da luz.
Correlacionando a velocidade da luz com a energia proveniente da equação de Planck:
	
	
	(13)
Na qual E, h e f, são respectivamente, a energia, a constante de Planck e a frequência. Substituindo a equação 8 na equação 9, temos:
	
	
	(14)
Como a conservação da energia tem que ser mantida, isso implica que a energia cedida ou recebida do elétron é igual a variação de energia do elétron, ou seja, basta substituir a equação 14 na 11. Resultando:
	
	)
	(15)
Logo, é possível determinar qualquer comprimento de onda proveniente do salto de um elétron entre duas camadas pré-definidas. Resultando na energia de cada elemento utilizando a equação 13. Conforme segue a figura 4, os comprimentos de ondas de diversos elementos. 
Figura 4 - Comprimentos de ondas e suas linhas espectrais
Fonte: Química Geral 1, USP, 2014
Como o comprimento de onda é inversamente proporcional à energia, podemos concluir que quanto maior é o comprimento que uma luz emite menor é sua energia, analogamente para de menor comprimento de onda. Para cada cor no espectro visível possui um comprimento de onda, conforme ilustra a figura 4:
Figura 5 - Espectrograma eletromagnético
Fonte: UC Davis ChemWiki, CC-BY-NC-AS 3.0
Visto o espectro visível é possível determinar a energia de um elemento através do teste de chama do próprio, a labareda da chama indicará ao observador a energia do elemento.
Como já visto, quando ocorre a estabilização do elétron após uma excitação prévia acarreta uma emissão de luz eletromagnética. Como o ser humano só consegue ver o espectro visível, o observador só irá enxergar a cor no espectro visível. A figura 5 ilustra o espectro de cada um dos elementos químicos:
Figura 6 - Emissão espectral de todos os elementos
Fonte: Tabela Periódica.org
2.3. Progressão energética dos elementos
A análise será feita a partir dos elementos: sódio, potássio, cálcio, bário, estrôncio e o cobre. Utilizando o bico de Bunsen para transferir energia através de calor para os elementos, ocorrerá uma excitação dos elétrons devido à absorção de energia e quando o átomo voltar a se estabilizar ele emitirá um fóton. 
Em ordem energética, o estrôncio possui o maior comprimento de onda, analogamente sua energia será a maior dentre os demais elementos, ilustrado na figura 6:
Figura 7 - Chama do Sr2+
Como a coloração de sua chama é um vermelho bem forte, vermelho carmesim, sua energia é a melhor dentre todos. 
Em sua sequência vem o cálcio, sua coloração alaranjada faz com que ele seja mais energético que o estrôncio, como segue na figura 7:
Figura 8 - Chama do Ca2+
Na ordem crescente energética o sódio é maior que o estrôncio e o cálcio, devido sua chama de cor amarela intensa, conforme a figura 8:
Figura 9 - Chama do Na+
Logo em seguida vem o bário com uma coloração esverdeada, o bário tem sua particularidade, pois até atingir uma estabilidade energética sua chama tem coloração avermelhada. Chama vermelha e chama esverdeada, como ilustra a figura 9:
Figura 10 - Chamas do Ba2+
O cobre é um dos elementos que possui a segunda maior energia dentre os seis elementos, tendo uma coloração verde forte. Conforme ilustra a figura 10:
Figura 11 - Chama do Cu2+
O último elemento é o maior dentre os seis é o potássio com uma coloração violeta. Como ilustra a figura 11:
Figura 12 - Chama do K+
2.4. Vidro de Cobalto e suas aplicações
Caso seja necessária uma análise de uma substância que esteja contaminada com íon de sódio, a cor amarela do sódio é muito intensa e irá prejudicar a visualização da chama, a função do vidro de cobalto é filtrar a cor amarela proveniente dos íons de sódio. Utilizando o vidro de cobalto a chama será representada conforme a figura 12:
Figura 13 - Chama do Na+ usando o vidro de cobalto
Como a função do vidro de cobalto é filtrar a coloração dos íons de sódio, ocorrerá a visualização de uma chama azul, devido à coloração do vidro de cobalto.
Como já visto a chama do potássio possui uma coloração violeta, com o uso de um vidro de cobalto a chama do potássio possui uma visualização mais intensa. Como ilustra a figura 13:
Figura 14 - Chama do K+ usando o vidro de cobalto
Todos as análises foram feitas por intermédio do VirtualLab na bancada de inorgânica.
3. CONCLUSÃO
A espectroscopia foi um avanço enorme para o desenvolvimento tecnológico em diversas áreas da ciência, sendo ela espacial, industrial ou teórica. Sendo capaz de catalogar cada substância até agora encontrada e pode de realizar experimento a enormes distâncias. Todos os experimentos do teste de chamas foram realizados no VirtualLab, sendo apresentados a chama de íon metálicos como Sr2+, Na+, K+, Cu2+, Ba2+ e o Ca2+. Bem como a visualização do filtro de vidro de cobalto para uma análise filtrando os íons de sódio metálico.
4. BIBLIOGRAFIA 
Muniz, Silas. A evolução dos modelos atômicos. Disponível em:< https://emsinapse.wordpress.com/2018/11/04/a-evolucao-dos-modelos-atomicos/>. Acesso em: 19 de abr. 2021.
JULIO DANTAS LAGOS. Análise elementar por via seca. Disponível em:< https://gqj.spq.pt/chemrus/Teste%20Chama-Julio%20Dantas%20Lagos.pdf>. Acesso em: 16 abr. 2021.
IFRS. As aplicações da Física Quântica no cotidiano: uma análise dos livros de Física do Ensino Médio. Disponível em:< https://memoria.ifrn.edu.br/bitstream/handle/1044/1733/TCC%20%20JO%C3%83O%20VICTOR.pdf?sequence=1&isAllowed=y>. Acesso em: 18 de abr. 2021.
UERJ, Garcia Lima, Antonio Guilherme. Átomos. Disponível em:< https://www.antonioguilherme.web.br.com/blog/materiais-eletricos-e-magneticos/estrutura-da-materia/atomos/>. Acesso em: 19 de abr. 2021.
USP. EXPERIÊNCIA 5 – ESPECTRO ATÔMICOS. Disponível em:<http://www.iq.usp.br/fmvichi/html/EXP%205.pdf>. Acesso em:21 abr.2021
UFPR. Experimento Estrutura atômica: Teste da chama e Luminescência. Disponível em:< http://www.quimica.ufpr.br/paginas/quimica-na-pratica/wp-content/uploads/sites/35/2020/08/chama_Lumin.pdf>. Acesso em:19 de abr. 2021.
M. de Lime, Geraldo; C. A. Barbosa, Luiz; A. L. Filgueiras, Carlos. ORIGENS E CONSEQUÊNCIAS DA TABELA PERIÓDICA, A MAIS CONCISA ENCICLOPÉDIA CRIADA PELO SER HUMANO. Scielo, 2019.
Khan Academy. Luz: ondas eletromagnéticas, espectro eletromagnético e fótons. Disponível em:< https://pt.khanacademy.org/science/physics/light-waves/introduction-to-light-waves/a/light-and-the-electromagnetic-spectrum>. Acesso em: 19 de abr. 2021.
TABELAPERIÓDICA.ORG. Tabela periódica com espectros de emissão atômica dos elementos. Disponível em:< https://www.tabelaperiodica.org/tabela-periodica-com-espectros-de-emissao-atomica-dos-elementos/>. Acesso em: 19 de abr. 2021.
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