Relatório_Teste da Chama

Prévia do material em texto

Faculdade do Espírito Santo – UNES 
 
 
 
Curso: Engenharia de Produção – 1º Período 
 
Disciplina: Química Geral 
 
Professor: Johnny Stefano M. Sinhoreli 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE PRÁTICA: TESTE DA CHAMA 
 
 
 
 
 
 
Alunos do 1º Período: 
 
Giovanni Agrizzi 18654 
Giselle L. Macarineli 18985 
José Antônio da Silva Junior 18910 
Rebecca Fraga C. 18871 
Rondinely Quintino 18821 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cachoeiro de Itapemirim/ES 
Março/2013 
Introdução 
 
 
De acordo com o trabalho de Bohr, ao receber energia, os elétrons “saltam” para os níveis 
energéticos mais afastados do núcleo. Posteriormente, eles podem perder a mesma 
quantidade de energia. Quando isso acontece, eles emitem energia, “saltando” de volta 
para os níveis energéticos mais baixos. Essa energia liberada corresponde à 
luminosidade observada quando átomos emitem luz, o que, por sua vez, pode ser 
analisado em espectrômetros. 
Os elétrons estão em níveis estacionários, logo, só serão emitidas radiações que 
correspondam à diferença entre os níveis de energia, que é quantizada. Como o elemento 
emite radiação característica, ela pode ser usada como método analítico para identificar a 
presença de certos elementos em compostos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Objetivos 
 
Identificar a cor da chama produzida pela queima de metais presentes em compostos 
iônicos submetidos ao Teste da Chama e observar, na prática, a sugestão de Niels Bohr 
quanto à quantização de energia para elétrons. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fundamentos Teóricos 
 
 
Energia Quantizada e Espectro de Linhas 
 
Em 1900, o físico alemão Max Karl Ernest Ludwing Planck propôs a teoria dos quanta, na 
qual a radiação emitida pelos corpos se propaga em quantidades fixas, na forma de 
“pacotes” de energia, denominados quanta (plural de quantum, do latim, quantidade). 
Em 1905, o físico alemão Albert Einstein a usou para explicar o fenômeno do efeito 
fotoelétrico, depois por Bohr, em 1913, para formular seu modelo atômico, e 
posteriormente por diversos outros físicos, que desenvolveram a Mecânica Quântica. 
 
Em 1912-1913, ao estudar o espectro de linhas do hidrogênio, o físico dinamarquês Niels 
Henrik David Bohr aprimorou o Modelo Atômico de Ernest Rutherford e utilizou o conceito 
de quantização de energia, proposto por Max Plank. 
Bohr, baseado no conceito de Plank, Introduziu a condição de que um elétron poderia 
ocupar somente determinadas órbitas ou níveis de energia, nas quais ele é estável, e que 
permaneceria em seu nível de energia mais baixo ao menos que fosse perturbado. A 
perturbação ou excitação ocorre quando uma alta tensão é aplicada a átomos de um 
elemento na fase gasosa em baixa pressão. 
 
Quando excitado, o elétron absorve energia quantizada e “salta” para um nível de energia 
maior. Como esse estado de excitação é instável e de curta duração, o elétron retorna a 
seu nível energético anterior e atinge o estado fundamental (neutro), emitindo luz. Porém 
essa luz é diferente do espectro contínuo de comprimentos de onda, já que a energia é 
emitida em quantum. 
 
Os átomos excitados na fase gasosa emitem somente determinados comprimentos de 
onda de luz que correspondem a uma cor no chamado espectro de linhas. As cores 
obtidas para os átomos de cada elemento químico são denominadas linhas espectrais. 
Segundo Bohr, cada linha corresponde a um nível energético do elétron. Além de emitir 
luz, os átomos também emitem outros tipos de radiação, o que só é percebido por 
instrumentos ópticos, denominados espectrômetros. 
 
Essa emissão de luz visível pelos elétrons é específica, já que a energia de excitação de 
um elétron é única para cada elemento, o que permite a análise espectral e identificação 
do metal presente em substâncias e materiais sem destruí-los, apenas observando a cor 
da chama emitida por sua queima. Porém, a quantidade de elementos detectáveis é 
pequena e existe uma dificuldade em detectar concentrações baixas de alguns 
elementos, enquanto que outros produzem cores muito fortes que tendem a mascarar 
sinais fracos. 
 
Segundo o modelo atômico do físico inglês Joseph John Thomson, essa perca ou ganho 
de energia ocorre quando um elétron é submetido a uma fonte energética, como fogo ou 
luz por exemplo, e pode transformar um átomo neutro em um íon positivo (cátion) ou 
negativo (ânion). Esses íons possuem força atrativa entre si e podem se unir formando 
substâncias iônicas, de grande estabilidade em função da diferença de eletronegatividade 
entre os elementos químicos que os compõem (metal e ametal). 
 
 
Equipamentos, Vidrarias e Reagentes 
 
 
 2 Beckers: um com água destilada, outro com solução diluída de ácido clorídrico. 
 
 Alça de Níquel-Cromo 
 
 Bico de Bunsen 
 
 Sais: 
 
KCl (Cloreto de Potássio) 
FeCl3 6H2O (Cloreto de Ferro III Hexa-Hidratado) 
SrCL66H2O (Cloreto de Estrôncio Hexa-Hidratado) 
CuCl2 (Cloreto de Cobre II) 
CaCl2 (Cloreto de Cálcio Bi-Hidratado) 
NaCl (Cloreto de Sódio) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Procedimentos 
 
No dia 07 de março de 2013, por volta das 19:00 horas, nos reunimos no laboratório de 
química, usando jaleco, calça comprida, sapato fechados e cabelos longos amarrados 
para trás (no caso das meninas); longe de portas e janelas, onde praticamente não corria 
vento. A sala estava com as luzes acesas, janelas e portas fechadas, ventiladores 
desligados e ar condicionado ligado em temperatura ambiente. 
 
Antes de iniciarmos o experimento, recebemos orientações do professor Johnny quanto 
aos materiais a serem utilizados, como proceder com o experimento e como manusear os 
registros de gás natural. 
 
Checamos a posição dos três registros de gás presentes na bancada para evitar 
possíveis acidentes, conforme orientado pelo professor. Estavam todas devidamente 
fechadas. Em seguida, efetuamos a abertura sequencial dos mesmos a partir do registro 
localizado em baixo da bancada até a válvula próxima ao bico de busen, sendo este 
último aberto apenas após acender o fósforo, por segurança. 
 
Com a chama acesa, treinamos como controlá-la pela regulagem de entrada de oxigênio 
pela abertura na parte inferior do bico de busen. Finalmente, mantivemos a chama 
oxidante, de cor azulada e com fluxo máximo de gás. 
 
Realizamos a queima de pequenas porções dos sais na seguinte sequência de passos, 
repetidos a cada troca de composto: 
 
 Umedecer a alça de níquel-cromo na água destilada; 
 Apanhar uma pequena porção do sal; 
 Posicionar a alça na região intermediária da chama; 
 Observar a cor da chama produzida com a queima do composto até nos certificar 
da cor observada pelo grupo; 
 Mergulhar a alça em na solução diluída de ácido clorídrico para retirar qualquer 
resíduo que possa alterar o resultado da queima do composto seguinte; 
 
O primeiro composto a ser observado foi o KCl. Foi necessário repetir a queima por 3 
vezes até que o grupo chegasse a um consenso quanto a cor observada, lilás. 
 
O segundo, foi o FeCl3. Realizamos uma única queima, na qual foi possível observar uma 
chama de cor alaranjada além de faíscas “estalantes” e de mesma cor, porém mais 
intensa. 
 
O terceiro, foi SrCl6, no qual observamos, em apenas uma queima, uma chama de cor 
avermelhada e intensa, num tom próximo ao carmim. 
 
O quarto foi o CuCl2, com o qual realizamos a queima por 5 vezes até que o grupo 
chegasse a um consensoquanto a cor da chama, de tom verde azulado, com 
predominância da cor verde e com faíscas, porém menos intensas que as produzidas pelo 
FeCl3. 
 
O quinto foi o CaCl2, com o qual apenas uma queima, observamos a chama também num 
tom alaranjado, porém mais intenso que o do FeCl3. 
 
Somente após novas e repetitivas queimas de porções individuais e mistas com os 
compostos anteriormente citados (para o registro, com fotos, da experiência em grupo), 
foi que testamos o último composto, o NaCl, em função de seu poder de “mascarar” 
resultados da queima de compostos caso sejam efetuados após sua queima.Observamos 
com uma única queima, a chama de coloração amarelada e intensa do NaCl e assim 
como fizemos com os demais compostos, registramos a chama produzida pela queima do 
composto. 
 
Ao final do Teste da Chama, realizamos em grupo, a solução dos exercícios propostos e 
aguardamos pela prática do próximo experimento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Resultados 
 
Após o Teste da Chama, notou-se que as chamas dos cloretos metálicos assumiram as 
seguintes cores: 
 
 
 
Cloreto Metálico 
 
 
Cor da Chama 
 
 
Outras Observações 
KCl (de Potássio) Lilás --- 
FeCl3 (de Ferro III Hexa-Hidratado) Alaranjado Leve Faíscas Estalantes 
SrCl6 (de Estrôncio Hexa-Hidratado) Vermelho Carmim --- 
CuCl2 (de Cobre II) Verde Azulado Faíscas Leves 
CaCl2 (de Cálcio Bi-Hidratado) Alaranjado Forte --- 
NaCl (de Sódio) Amarelo Intenso --- 
 
 
EXERCÍCIOS PROPOSTOS 
 
1. Explique por que aparecem as cores quando aquecemos o arame umedecido com as 
soluções dos sais. 
 
Em baixas temperaturas, a maior taxa de emissão de radiação está na faixa do 
infravermelho, um tipo de onda eletromagnética não captada por nossos olhos. Mas 
com o aumento gradativo da temperatura, dado pelo fogo, os átomos dos sais 
adquirem energia e excitados, saltam para uma camada superior. Ao retornarem 
para a sua camada de origem, liberam essa energia em forma de luz visível. 
 
2. Por que observamos cores diferentes para os sais? Explique sua resposta. 
 
Porque cada metal presente nos sais emite uma cor específica. 
A energia quantizada, quando liberada, emite um comprimento de onda que 
corresponde a uma cor visível no chamado espectro de linhas, onde segundo Bohr, 
cada linha corresponde a um nível energético do elétron. Como essa energia 
quantum necessária para a excitação de um elétron é única para cada elemento, 
logo a cor visível emitida será específica. 
 
3. Justifique através de energia de ionização por que ao utilizarmos soluções de cloretos 
metálicos para tal experimento não conseguimos observar a cor da chama 
responsável pelo elemento químico cloro. 
 
A energia de ionização do cloro e maior que a dos metais a ele ligados. Isso quer 
dizer, que a fonte de energia por nós utilizada, no caso o fogo, foi suficiente para 
excitar os elétron dos metais, mas não para um elétron do cloro, que possui uma 
grande eletronegatividade e ao ser aquecido, causa um “efeito blindagem” pela 
intensa vibração de seus elétrons. 
 
 
 
Conclusão 
 
Após o teste da chama, concluímos que ao serem aquecidos, cada cloreto metálico libera 
uma luz visível de cor específica. Isso evidencia a quantização de energia para a 
excitação de um elétron bem como a sua instabilidade no estado excitado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Referências Bibliográficas 
 
 Química geral e reações químicas / John C. Kortz, Paul M. Treichel Jr.; tradução 
técnica Flávio Maron Vichi.-São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2005. (Págs. 
229 a 239, 664 a 666 e 668) 
 
 Química cidadã: materiais, substâncias, constituintes, química ambiental e suas 
implicações sociais, volume 1: ensino médio / Wildson Luiz Pereira dos Santos, 
Gérson de Souza Mól, (coords.). – 1 ed. – São Paulo : Nova Geração, 2010. – 
(Coleção química para a nova geração) (págs. 192 a 197, 661) 
 
 Hein e Arena, Fundamentos de Química Geral, 9ª Edição, Editora Livros Técnicos 
e Científicos, 1998 (págs. 53, 79, 81, 182, 183 e 583) 
 
 Física – Ciência e Tecnologia : volume 3 / Carlos Magno A. Torres, Nicolau Gilberto 
Ferraro, Paulo Antonio de Toledo Soares. – 2. Ed. – São Paulo : Moderna, 2010 
(Pág 254) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
_______________________________________________________ 
 
_______________________________________________________ 
 
_______________________________________________________ 
 
_______________________________________________________ 
 
_______________________________________________________