Relatório III - Teste de Chama

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA LABORATÓRIO DE QUÍMICA 1
PROF. VANDERSON B. BERNARDO
Carla Catharine Gomes Brecho
Maria Alice Bandeira Vieira 
Matheus Ribeiro Lopes 
Noemi Oliveira dos Santos 
Teste de chama
Maceió, Alagoas - 2022
Carla Catharine Gomes Brecho
Maria Alice Bandeira Vieira 
Matheus Ribeiro Lopes 
Noemi Oliveira dos Santos 
Transições eletrônicas:Teste de Chama
Relatório da atividade desenvolvida no instituto de química e biotecnologia da universidade federal de alagoas durante as aulas práticas de laboratório de química 1 para fins de aprendizado.
Orientador: Prof. Vanderson B. Bernardo
Maceió, Alagoas - 2022
Sumário
Introdução	4
Objetivos	4
Materiais Utilizados	5
Métodos	5
Resultados e Discussões	6
Conclusão	7
Referências Bibliográficas	8
Introdução
Ao fornecer certa quantidade de energia para um determinado elemento químico de uma fonte externa (chama, descarga elétrica), alguns elétrons da sua última camada absorvem essa energia e saltam para uma camada mais externa – Intitulado salto quântico – produzindo o que chamamos de estado excitado. Quando esses elétrons retornam ao seu estado fundamental, liberam a energia absorvida em um comprimento de onda característica, na faixa de um espectro visível, ou seja, a olho nu é possivel enxergar as cores.
A intensidade e a cor produzida pela liberação de energia podem ser vistas na cor da chama, pois cada elétron de um elemento químico é excitado com uma energia única e isso é feito por meio do chamado teste de chama. O teste é baseado nas afirmaçoes do cientista dinamarques Niels Bohr (1885-1962), usado em química para detectar a presença de íons metálicos, baseia-se no espectro de emissão característico de cada elemento químico, que é cor da chama que os elétrons emitem no retorno, quando uma amostra contendo aquele elemento é aquecida.
Objetivos
 
O objetivo da experiência é observar um efeito do salto quântico. Neste ensaio, ocorrem as interações atômicas através dos níveis e subníveis de energia quantizada, significa indentificar as soluções por meio da coloração da chama emitida ao longo do processo e compreender a excitação dos elétrons junto a emissão de luz com cores características. 
Sais e Materiais Utilizados
· Na2SO4(s)
· LiCl
· NaCl(s)
· K2SO4(s)
· CaCl2(s)
· KCl (s)
· CaCO3(s)
· Cadinhos;
· Pipeta de pasteur
· Bequer
· 2mL metanol
· Palito de fósforo
Metodologia
Método: Inicialmente, nos cadinhos foi acrescentado com auxílio de uma espátula uma pequena quantidade do sal a ser utilizado e logo após, com uma pipeta, foi adicionado diretamente no cadinho 2 ml de álcool metílico incorporando a mistura. Em seguida, acendeu-se o fósforo ateando rapidamente sobre o recipiente tomando os cuidados necessários, onde foi observado a coloração da chama em seu interior. 
Este procedimento foi repetido com todos os demais sais, observando e registrando a coloração da chama emitida por cada um dos sais testados.
 
Resultados e Discussões
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 os dados obtidos nos experimentos realizados correlacionando a cor da chama com seu comprimento de onda dominante.
	Substância
	Coloração no experimento 
	Coloração na Literatura
	Comprimento de onda (λ)
	Cloreto de Potássio 
	Lilás
	Lilás
	
	Carbonato de Cálcio 
	Laranja
	Laranja
	590-620 nm 
	Cloreto de Cálcio
	Vermelho-alaranjado
	Laranja
	590-620 nm
	Sulfato de Sódio
	Laranja
	Amarelo
	570-590 nm
	Cloreto de Sódio
	Amarelo-alanranjado
	Amarelo intenso
	570-590 nm
	Cloreto de Lítio
	Violeta
	Violeta
	400-450 nm
	Sulfato de Potássio
	Amarelo
	Lilás 
	
 
Observação : A cor lilás provém da combinação de duas faixas de comprimentos
de onda, uma na região violeta e a outra, na região vermelha do espectro. Então, não é possível associar um número (comprimento de onda) à cor lilás; precisaríamos de (pelo menos) dois números (comprimentos de onda) para quantificá-la.
No momento em que colocamos o sal no fogo, estamos fornecendo energia para seus elétrons. Contudo, o estado excitado é instável, assim, os elétrons que “saltaram” de nível retornam à órbita de seu estado estacionário. O modelo atômico de Bohr pode ser usado para explicar esses resultados. Como cada sal apresenta elementos diferentes, com átomos que têm níveis de energia também de valores diferentes, a luz emitida por cada um dos sais será em um comprimento de onda bem característico de cada um. É por isso que ao colocarmos, por exemplo, o sal de cozinha (Cloreto de sódio – NaCl) na chama, vemos uma coloração amarela intensa, em razão da presença do sódio; enquanto que se colocarmos o Sulfato de Sódio (K2SO4), o sódio fará com que a chama adquira coloração alaranjada. Desse modo, usando o sulfato de Potassio em vez do cloreto de Potássio, por exemplo, o resultado do experimento do teste da chama é o mesmo, pois no teste da chama identificamos cátions, de modo que o ânion se torna irrelevante.
Ao comparar os resultados obtidos com os dados padrões, foi possível perceber a
similaridade entre ambos. As cores observadas durante o experimento são iguais ou muito próximas às definidas na literatura padrão, com excessão apenas do Sulfado de potássio (CaCO3) onde observou-se a cor amarela durante o experimento, porém, a cor padrão apresentada é a lilás. Isso pode ter ocorrido por diversas razões, como erros durante o experimento, que ocasionam uma variação nos resultados quando comparados com os da literatura, a exemplo de sais que poderiam conter pequenas porções de outro sal, a interferência da luz branca no ambiente ou até mesmo devido às substancias usadas no esperimento se encontrarem na forma de sais e não em compostos puros fazendo com que o resultado final fosse diferente.
Conclusão
 
Infere-se, portanto, que o objetivo inicial do experimento “Teste de Chama”, foi
alcançado com sucesso, pois apesar de terem acontecido alguns empecilhos e um desvio da cor padrão de um dos sais utilizados, os resultados encontrados experimentalmente se aproximaram bastante dos dados padrões presentes na literatura. Sendo assim, tornou-se possível observar na prática a teoria do modelo atômico de Bohr e os níveis eletrônicos de energia. 
Referências Bibliográficas
BERNARDO, Vanderson. Apostila de Experimentos, Práticas de Laboratório de Química I. Universidade Federal de Alagoas, Instituto de Química e Biotecnologia. Maceió, Alagoas. 2022.
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.
OLIVEIRA, Ótom Anselmo de; FERNANDES, Joana D’arc Gomes, Quantização da
Energia e Modelo de Bohr. 1ª edição, Natal, Rio Grande do Norte: EDUFRN - Editora da
UFRN, 2006.
Anotações durante a aula.