2 - TESTE DE CHAMA

Prévia do material em texto

FACULDADE MULTIVIX 
CURSO DE ENGENHARIA CIVIL 
 
CARIACICA-ES 
07/2023 
 
QUÍMICA GERAL 
Marito Afonso Sousa Costa Silva1 
 
 
 
 
RELATÓRIO DA AULA PRÁTICA N° 02: 
TESTE DE CHAMA 
 
 
ELLEN KELLY SILVA2 
GABRYELLA MONTEMOR SOUZA² 
MAITILA WANDEKOKEN PASSOS² 
ISABELLA BÁRBARA POTON SOUZA² 
LUCAS DE CASTRO TOMAZ² 
CRISLEY GOUVEA LIMA² 
 
 
 
 
 
 
 
 
1 Avaliador – Docente Multivix – Cariacica 
2 Graduandos de Engenharia Civil 
 
 
 
 
 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
O teste de chamas é um experimento realizado principalmente ao se estudar o 
conceito do modelo atômico de Rutherford-Böhr, pois foi por meio desse modelo que 
se introduziu o conceito de transição eletrônica. É um procedimento utilizado para 
detectar a presença de alguns íons metálicos, baseado no espectro de emissão 
característico de cada elemento. O teste envolve a introdução da amostra numa 
chama e a observação da cor resultante. O teste de chama é baseado no fato de que 
quando uma certa quantidade de energia é fornecida a um determinado elemento 
químico (no caso da chama, energia em forma de calor), alguns elétrons da última 
camada de valência absorvem esta energia passando para um nível de energia mais 
elevado, produzindo o que chamamos de estado excitado. Quando um desses 
elétrons excitados retorna ao estado fundamental, ele libera a energia recebida 
anteriormente em forma de radiação. Cada elemento libera a radiação num 
comprimento de onda característico, pois a quantidade de energia necessária para 
excitar um elétron é única para cada elemento. A radiação liberada por alguns 
elementos possui comprimento de onda na faixa do espectro visível, ou seja, o olho 
humano é capaz de enxergá-las através de cores. Assim, é possível identificar a 
presença de certos elementos devido à cor característica que eles emitem quando 
aquecidos numa chama. A temperatura da chama do bico de Bünsen é suficiente para 
excitar uma quantidade de elétrons de certos elementos que emitem luz ao retornarem 
ao estado fundamental de cor e intensidade, que podem ser detectados com 
considerável certeza e sensibilidade através da observação visual da chama. O teste 
de chama é rápido e fácil de ser feito, e não requer nenhum equipamento que não 
seja encontrado normalmente num laboratório de química. Porém, a quantidade de 
elementos detectáveis é pequena e existe uma dificuldade em detectar concentrações 
baixas de alguns elementos, enquanto que outros elementos produzem cores muito 
fortes que tendem a mascarar sinais mais fracos. 
 
OBJETIVOS 
O teste envolve a introdução da amostra numa chama e por meio deste é possível 
identificar o elemento que está presente no composto através da cor apresentada pela 
chama. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 
• Algodão 
• Álcool etílico 
• Béquer 50 ml 
• Vidro de relógio 
• Vela 
• Pinça 
 
Os Reagentes utilizados no experimento: 
 
• Sulfato de cobre (CuSO4) 
• Cloreto de cálcio (CaCl2) 
• Cloreto de sódio (CaCl) 
• Cloreto de bário (BaCL2) 
• Cloreto de potássio (KCl) 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
• Em diferentes béqueres, colocar uma pequena quantidade de cada sal a ser 
testado. Solubilizar os sais em cerca de 5 mL de álcool etílico; 
• Umedecer um pequeno pedaço de algodão em cada uma das soluções salinas 
preparadas. E em seguida, com o auxílio de uma pinça colocar o algodão sobre 
o vidro de relógio; 
• Com bastante cuidado, aproximar a chama da vela ao algodão e observar a 
chama criada. 
 
ANÁLISE E DISCUSSÃO DOS RESULTADOS 
A cor observada em cada chama é característica do elemento presente na substância 
aquecida. Por exemplo, ao se colocar o cloreto de sódio, sal de cozinha, na chama, 
a luz emitida é de um amarelo bem intenso, quando colocamos o sulfato de cobre, a 
luz emitida é de cor verde, o cloreto de cálcio emite uma luz vermelha e o . Como os 
 
 
 
 
 
 
átomos de cada elemento possuem orbitas com níveis de energia diferentes, a luz 
liberada em cada caso será em um comprimento de onda também diferente, o que 
corresponde a cada cor. 
 
 
CONCLUSÃO 
Cada sal emite uma coloração diferente ao ser colocado em contato com a chama. 
Segundo Böhr, o átomo teria uma eletrosfera composta de camadas energéticas (ou 
níveis de energia), que conteriam apenas os elétrons que tivessem a energia 
respectiva de cada nível. Isso significa que só seriam permitidas algumas órbitas 
circulares ao elétron, sendo que em cada uma dessas órbitas o elétron apresenta 
energia constante. Para passar para um estado de maior energia, o elétron precisa 
receber energia de alguma fonte externa; assim, quando isso ocorre, o elétron salta 
para uma órbita ligeiramente mais afastada do núcleo, ficando em seu estado 
excitado. 
No momento em que colocamos o sal no fogo, estamos fornecendo energia para 
seus elétrons. No entanto, o estado excitado é instável, portanto, os elétrons que 
“saltaram” de nível retornam à órbita de seu estado estacionário. Nesse momento, o 
elétron perde uma quantidade de energia que corresponde à diferença de energia 
existente entre as órbitas envolvidas no movimento do elétron. 
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. 
 
 
 
QUESTIONÁRIO 
1. Quais as cores observadas para cada sal testado? 
I. Sulfato de cobre (CuSO4) - Verde-azulado 
II. Cloreto de cálcio (CaCl2) - vermelho-alaranjado 
III. Cloreto de sódio (NaCl) - amarelo-alaranjado. 
IV. Cloreto de bário (BaCl2) - Verde-amarelado 
V. Cloreto de potássio (KCl) - violeta-pálido 
 
2. Faça a distribuição eletrônica do cobre, do cálcio, do sódio, do bário e do 
potássio. 
I. Cobre - 1s2/ 2s2/ 2p6/ 3s2/ 3p6/ 4s1/ 3d10 
II. Cálcio - 1s2/ 2s2/ 2p6/ 3s2/ 3p6/ 4s2 
III. Sódio - 1s2/ 2s2/ 2p6/ 3s1 
IV. Bário - 1s2/ 2s2/ 2p6/ 3s2/ 3p6/ 3d1/ 4s2/ 4p6/ 4d1/ 5s2/ 5p6/ 6s2 
V. Potássio - 1s2/ 2s2/ 2p6/ 3s2/ 3p6/ 4s1 
 
 
 
 
 
 
 
3. Se fossem testados sulfato de cálcio (CaSO4) e o sulfato de sódio (Na2SO4), 
qual a cor esperadas para cada chama? 
I. Cálcio (CaSO4) - vermelho-alaranjado 
II. Sódio (Na2SO4) - amarelo-alaranjado. 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
SILVA, R.R; BOCCHI, N.; ROCHA FILHO, R.C. Introdução à Química 
Experimental. São Paulo: McGraw-Hill, 1990. p. 240-252 
 
GIESBRECHT, E. (coord.), Experiências de Química: Técnicas e Conceitos 
Básicos, PEQ - Projetos de Ensino de Química, São Paulo: Ed. Moderna, 
1982. 
 
RUSSELL, John B.; Química Geral vol.1, São Paulo: Pearson Education do 
Brasil, Makron Books, 1994.