Teste da Chama Experimento

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Universidade de Brasília – UnB
Faculdade UnB de Planaltina-FUP 
Alunas: Mariana Azarias Vaz 
 Wanderlice Máximo Soares
Matriculas: 130056626
 130058700
Professora: Cynara Kern
Disciplina: Laboratório de Química I turma: B
Curso: Ciências naturais – Licenciatura 
 Teste da chama e espectroscópico ótico 
 
 Brasília 
 2013
Objetivos
Utilizar o espectroscópico ótico para determinar os comprimentos de onda da linha espectrais emitidas por átomos de mercúrio excitados. Observar a cor da chama de queima de soluções de sais de cloreto.
Fundamentação Teórica
Elétron 
Assim que o modelo atômico de Rutherford foi aceito, o mundo cientifico começou a perguntar : O que fazem os elétrons? O próprio Rutherford primeiramente sugeriu que o átomo tinha uma estrutura planetária, com o núcleo correspondendo ao sol em nosso sistema solar e os elétrons aos planetas que se movem por um espaço vazio em orbitas fixas.
Tal modelo da estrutura atômica certamente é atraente: objetos em movimento tendem a descrever uma trajetória em linha reta (1ª lei de movimento de Newton), mas um objeto descrevendo uma orbita requer que uma força atue neste para mantê-lo em continua trajetória curva. A atração da força da gravidade proveniente do sol mantem a terra em sua orbita e fácil imaginar que a atração elétrica do núcleo carregado positivamente mantem o elétron carregado negativamente em orbita. Contudo, o próprio Rutherford reconheceu que havia uma imperfeição neste simples modelo planetário.
Principio de incerteza de Heisenberg 
Em 1927,o físico Werner Heisenberg chegou, usando complexos raciocínios, à conclusão de que é impossível ter simultaneamente, certeza da posição e velocidade de um elétron. Isso ficou conhecido como Principio de incerteza, e após sua elaboração, os cientistas passaram a se preocupar não em enxergar o elétron, mas em estudar evidencias (como espectros atômicos) que forneçam informação sobre a energia dos elétrons.
Modelo atômico de Bohr 
O modelo de Rutherford (1911), apesar de esclarecer satisfatoriamente os resultados da experiência de dispersão de partículas alfa, possuía deficiências como, por exemplo, não explicava os espectros atômicos. Em 1913 Niels Bohr propôs outro modelo, mais completo, que conseguia explicar o espectro de linhas.
Em seu modelo Bohr escreveu alguns postulados:
1. Os elétrons nos átomos movimentam-se ao redor do núcleo em trajetórias circulares, chamadas de camadas ou níveis. 
2. Cada um desses níveis possui um valor determinado de energia
3. Não é permitido a um elétron permanecer entre dois desses níveis.
4. Um elétron pode passar de um nível para outro de maior energia desde que absorva energia externa (energia elétrica, luz, calor, etc.) Quando isso acontece, dizemos que o elétron foi “excitado”.
5. O retorno do elétron ao nível inicial se faz acompanhar da liberação de energia na forma de ondas eletromagnéticas (luz visível, ultravioleta, calor etc.).
Primeiramente os elétrons são excitados pelo calor ou pela energia elétrica e a seguir, ao retornarem aos níveis de menor energia, liberam energia na forma de luz. Como a cor da luz emitida depende da diferença de energia entre os níveis envolvidos na transição e com essa diferença varia de elemento para elemento, a luz apresentará cor características para cada elemento químico.
Modelo conhecido como “Rutherford-Bohr”.
Níveis eletrônicos de energia 
Segundo a teoria de Bohr, a mecânica quântica descreve (realmente deduz) um conjunto de níveis de energia eletrônicas quantizadas, quantidades discretas e especificas de energia, que um elétron em um átomo pode possuir. 
· Orbitais
Os orbitais correspondem aos estados individuais que podem ser ocupados por um elétron em um átomo. Por ora é conveniente imaginar um orbital simplesmente como um nível de energia.
· Spin eletrônico
O spin é uma propriedade possuída pelos elétrons. Evidencias de que um elétron se comporta como se pudesse apresentar spin em qualquer das duas direções opostas (contrarias) foram obtidas em 1921 pelos físicos alemães Otto Stern e Walther Gerlach.
· Subcamadas 
Os orbitais em um átomo são agrupados em conjuntos chamados subcamadas. Em um átomo no seu estado fundamental, quatro tipos de subcamadas são ocupados por elétrons, designadas por s, p, d e f que consiste em 1,3,5 e 7 orbitais respectivamente camadas. Um agrupamento de subcamadas é denominado camada. Todos os elétrons em uma dada camada estão na mesma distancia media do núcleo. Dois métodos equivalentes são normalmente utilizados para a designação das camadas. 
O primeiro é a especificação do valor do numero quântico principal, representado pela letra n. De acordo com este método, a camada mais próxima do núcleo será enumerada por n=1, e assim por diante. Sendo elas classificadas também por letras K, L, M etc.
Obs.: O elemento cobre apresenta duas cores por apresentar dois níveis de oxidação: Cu + e Cu+2. 
As ondas eletromagnéticas 
Chamamos de ondas perturbações feitas em algum meio, por exemplo, agua. Em um movimento ondulatório é possível identificar duas propriedades principais: comprimento de onda e frequência. Comprimento de onda caracterizado pela letra grega λ(lambda) corresponde a distancia entre duas cristas consecutivas, enquanto frequência é dada pela letra (f) que equivale ao numero de ondas que passam por determinado ponto em cada unidade de tempo.
Um do tipo muito especial de onda é a radiação eletromagnética, ou apenas onda eletromagnética. Essas são ondas que constituem varias manifestações, tais como as ondas de radio, televisão, raios X e a luz visível. A forma da onda é semelhante a uma onda senoidal, e a frequência, o comprimento e a velocidade estão todos relacionados, como no caso de uma onda na agua. Como a velocidade de todas as ondas eletromagnéticas é uma constante.
Dada a tabela abaixo com seus respectivos comprimentos de ondas:
	As cores do arco íris 
	Comprimento de onda
(1nm=10-9 m)
	Vermelho 
	780 a 630
	Laranja 
	650 a 580
	Amarelo 
	590 a 540
	Verde
	540 a 490
	Azul 
	550 a 455
	Violeta 
	400 a 480
 
Em nossa experiência podemos observar que das cores que obtivemos do espectroscópio a única que correspondeu aos números da tabela acima foi da cor amarela.
Verde=545
Amarela=58
Azul=430
	 Cor 
	Frequência
(1014 Hz) 
	Violeta
	7,69-6,65
	Anil
	5,65-6,59
	Azul
	6,59-6,10
	Verde
	6,10-5,20
	Amarelo
	5,20-5,03
	Laranja
	5,03-4,82
	Vermelho
	4,82-3,84
Foi observado em nosso experimento que as frequências obtidas foram:
Verde = 3,50 x 1014
Azul= 5,38 x 1014
Amarelo= 5,01 x1014
Observando que todas as frequências estão abaixo da normal
Espectros contínuos e descontínuos 
Observando a decomposição da luz do sol ou de uma lanterna comum, verificamos que não há separação brusca entra as cores. Esse tipo de espectro é chamado de continuo. Se da mesma forma, observássemos a luz de lâmpadas de sódio, mercúrio ou hidrogênio notaríamos a formação de riscas bem definidas, denominadas raias. Um conjunto de raias constitui o espectro descontinuo. 
Espectroscopia atômica 
 A luz branca é composta de uma mistura de ondas eletromagnéticas de todas as frequências no espectro visível, abrangendo do violeta profundo (aproximadamente 400 mm) para vermelho profundo (aproximadamente 700 nm). Esta mistura de ondas pode ser separada usando-se um prisma ótico, que não se desvia o raio de luz de diferentes comprimentos, de quantidades diferentes (dispersão).
 
(fig. 1 - Prisma de Newton)
O átomo de Bohr
Em 1913, Bohr refletiu sobre o dilema do átomo estável. Ele imaginou que deveriam existir princípios físicos ainda desconhecidos que descrevessem os elétrons nos átomos. Embora se tenha demostrado que a teoria de Bohr apresenta sérias imperfeições, Bohr foi suficientemente corajoso para questionara física clássica e seu trabalho encorajou outros a descobrirem porque a física clássica é falha para partículas pequenas.
Bohr começou admitindo que um gás emita luz quando uma corrente elétrica passa através deste, devido aos elétrons em seus átomos primeiro absorverem energia da eletricidade e posteriormente liberarem aquela energia na forma de luz. Ele imaginou, contudo, que a radiação emitida é limitada para certo comprimento de onda. Havia somente uma explicação racional para os discretos comprimentos de onda; ele deduziu que, em um átomo, um elétron não esta livre para ter quantidade de energia. Preferencialmente, um elétron em um átomo pode ter somente certas quantidades especificas de energia; isto é, a energia de um elétron em um átomo é quantizada.
Planck
Logo no inicio do século XX, os físicos alemães Max Planck e Albert Einstein mostraram independentemente que todas as radiações eletromagnéticas comportavam-se como se fossem compostas de minúsculos pacotes de energia chamados fótons. Eles mostraram que cada fóton tinha uma energia que é proporcional à frequência da radiação:
 
 E fóton = h
Na qual a constante de proporcionalidade h é agora chamada de constante de Planck e tem o valor de 6,63 x 10-34 J s. Já vimos que a frequência, o comprimento de onda e a velocidade da luz estão relacionados pela equação:
 
 E fóton = h
 
Desta equação, podemos ver que um fóton de energia eletromagnética tem sua energia e comprimento de onda relacionado em uma proporcionalidade inversa. (Lembre-se h e c são ambas constantes).
Bohr descreveu a origem do espectro de linha como segue: de todos os valores de energias quantizadas, um elétron pode ter somente um valor de energia. Ele estabeleceu que um átomo tem um conjunto de energias quantizadas, ou níveis de energia, disponível para seus elétrons. Posteriormente, só um certo de número de elétrons pode ter energia particular, isto é, cada nível de energia tem uma “população’’ máxima de elétrons. Um átomo esta normalmente em seu estado fundamental , o estado no qual todos seus elétrons estão nos níveis de energia mais baixos que lhes são disponíveis. Quando um átomo absorve energia de uma chama ou descarga elétrica, alguns de seus elétrons ganham energia e são elevados a um nível de energia maior. O átomo é agora dito estar em um estado excitado . Alguns dos níveis de energia mais baixos ficam livres e, assim um elétron pode cair de um nível mais alto, designado por (E2) elétron, para um nível de energia mais baixo, (E1)elétron . Quando isto acontece, a energia é liberada do átomo em uma quantidade igual a (E2)elétron –(E1)Elétron , isto é, a diferença entre as duas energias do elétron. De acordo com Bohr, a energia liberada na forma de fóton de radiação eletromagnética. Se representamos a energia deste fóton por E fóton, então 
 (E2)elétron – (E1)elétron = E fóton
Agora, aqui está a parte importante: desde que os níveis mais alto e mais baixo de energia ambos quantizados, a diferença de energia entre eles precisa também ser quantizada, como precisa ser a energia de um fóton de energia eletromagnética irradiada quanto o elétron cai de um nível mais alto para outro mais baixo quantizado. Finalmente, isto significa que, devido à relação simples entre a energia e o comprimento de onda de um fóton, o comprimento de onda da radiação precisa também ser quantizado.
Em resumo, pelo fato de (E2)elétron e (E1)elétron terem valores fixos discretos, e porque:
 (E2)elétron – (E1)elétron = E fóton = h
 
O comprimento de de onda da radiação emitida pode ter somente um valor discreto e fixo. Entretanto, uma linha espectral, que pode ser produzida somente da radiação de um único comprimento de onda , é observada. Em algum estado excitado do átomo, muitas transições de níveis de energia eletrônica mais altos para mais baixos são possíveis. Os elétrons pertencentes a muitos átomos podem sofrer todas as possíveis transições de níveis mais altos para mais baixos, e todas as transições eletrônicas entre um par especifico de níveis em um átomo contribuem para a produção de uma linha individual no espectro daquele elemento.
Energia de ionização 
Quando um átomo isolado em seu estado fundamental, absorve energia, o elétron pode ser transferir de um nível energético quantizado para outro. Se a energia fornecida for suficiente, o elétron pode ser completamente removido do átomo, originando um íon positivo. A ionização é o processo de formação de um íon positivo pela remoção de um elétron. 
A energia de ionização é a mínima energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado, no seu estado fundamental.
Metais alcalinos e alcalinos terrosos 
São bons condutores de calor e eletricidade, são maleáveis e dúcteis, e tem alta refletividade e um brilho característico, chamado de brilho metálico. Tendem a formar íons carregados positivamente. Os íons positivos são chamados de cátions. Quando uma corrente elétrica passa por uma solução contendo íons, os cátions movimentam-se para o eletrodo negativo, denominado catodo.
Os metais alcalinos e alcalinos terrosos do experimento formam ânions.
Funcionamento da lâmpada fluorescente 
 
A lâmpada fluorescente funciona como um tubo de descarga. O tubo de vidro é coberto com material a base de fosforo que quando excitado com radiação produz luz visível. Internamente as lâmpadas são carregadas com gases de baixa pressão. Além da cobertura de fósforo existem filamentos em suas extremidades, onde tem como função de pré-aquecer seu interior e reduzir a tensão elétrica necessária para a ionização. A intensidade da corrente elétrica que passa através dos gases de baixa pressão emite grande quantidade de radiação UV no comprimento de onda de emissão de vapor de mercúrio que é convertida em luz visível pela camada de fósforo.
Funcionamento da lâmpada de sódio 
 
A lâmpada de sódio funciona a base de vapor metálico sob alta pressão, onde se é misturado sódio com mercúrio, além de gases nobres que iniciam a ignição da lâmpada. Ela tem como principio de funcionamento a descarga num tubo especial. Sua atmosfera é composta por neônio, argônio e sódio. Ela apresenta o mesmo funcionamento da lâmpada fluorescente.
Existe dois tipos de lâmpadas de sódio, sendo de sob alta pressão e baixa pressão. A lâmpada de sódio de baixa pressão tem um espectro mais rico que a de alta pressão, isto ocorre pelo fato de ter altas temperaturas e pressões, as linhas monocromáticas do espectro de sódio produz interferências construtivas e destrutivas.
Materiais utilizados
1. Espectroscópio ótico 
2. Lamparina 
3. 5 clipes
4. Solução de cloreto de bário (BaCl2)
5. Solução de cloreto de sódio (NaCl)
6. Solução de cloreto de lítio (LiCL)
7. Solução de cloreto de potássio (KCl) 
8. Solução de cloreto de cobre (CuCl2)
9. Tubos de ensaio 
Procedimentos 
Foram utilizados 5(cinco) tubos de ensaio. Nestes foram colocados na ordem a seguir estas soluções enumeradas:
1. Solução de cloreto de bário 
2. Solução de cloreto de Sódio 
3. Solução de cloreto de Lítio
4. Solução de cloreto de potássio 
5. Solução de cloreto de cobre 
Posteriormente, em cada tubo de ensaio fora colocada uma haste de metal (clipe totalmente aberto). Depois de umedecida a haste na solução de cloreto de Bário (BaCl2),utilizando-se de uma lamparina acesa, aproximaram a haste próxima a lateral da chama, em sua cor azul, obtendo assim uma cor amarelo claro devido a reação do cloreto de bário com o fogo.
Assim foram feitas com as demais soluções. A haste umedecida com a solução de cloreto de sódio apresentou a cor laranja ao ser aproximada do fogo. 
Na solução de cloreto de lítio, a chama apresentou a cor vermelha. Na solução de cloreto de potássio foi observadaa cor rosa bem suave. A haste de cloreto de cobre foi observada a cor azul e verde na chama.
No parte B do experimento, utilizando-se de um espectroscópio ótico observaram as lâmpadas do laboratório e coletada as seguintes informações:
A lâmpada do laboratório era transmitida em forma de linhas nas seguintes, cores: verde, azul e amarelo e com elas seus respectivos valores. O experimento fora feito apenas com a lâmpada de laboratório.
Dados coletados 
No experimento A:
· Solução de Cloreto de Bário (BaCl2) apresentou a cor amarela clara 
· Solução de Cloreto de Sódio (NaCl) apresentou a cor alaranjada 
· Solução de cloreto de Lítio (LiCl) apresentou a cor avermelhada 
· Solução cloreto de Potássio (KCl) apresentou a cor rosa suave 
· Solução cloreto de cobre (CuCl2) apresentou as cores azul/verde
No experimento B:
Foram observadas as cores na lâmpada do laboratório azul, verde e amarelo em seus respectivos valores:
· Verde = 545; 2,30
· Azul= 430; 2,85
· Amarelo = 580-583; 2,73-2,75
Analise dos dados 
No primeiro experimento pode-se observar que os elementos são elementos alcalinos terrosos.
 Os metais alcalinos terrosos tem facilidade de formar íons +2. O Cobre por ser um metal de transição apresenta as variações Cu +3 e Cu +2.
No segundo experimento a lâmpada emitiu bandas nas cores verde, azul e amarelo.
Também foi analisado que os valores não corresponderam aos valores exatos, ou foram muito acima ou muito abaixo do normal.
Resultados e discussões 
Observamos no primeiro experimento que os íons do experimento tendem a formar ânions e são classificados como metais alcalinos e alcalinos terrosos. Porém, o cobre é um elemento de transição apresentando-se de duas formas: Cu+2 e Cu+3. 
Os resultados apresentados no teste da lâmpada estão distante do valor necessário. Não houve sol no dia, fizemos a experiência do espectroscópio apenas com a lâmpada do laboratório sendo observada que o funcionamento da lâmpada segue a teoria de Rutherford-Bohr, ela segue o principio da emissão de luz pelo fato de ter energia no elétron e dessa forma faz com que ele salte de uma camada.
Bibliografia
· Lembo, “Química-realidade e tecnologia”, 2004, Editora Ática.
· Russell, John Blair, 1929, Química geral, 2ª Edição, Volume I.
· Perruzzo, Miragaia T. & Canto, do leite Eduardo, Química- na abordagem do cotidiano. Volume Único 
· Site: http://www.mundofisico.joinville.udesc.br/index.php?idSecao=1&idSubSecao&idTexto=2