Relatório de Química 1º Experimento TESTE DE CHAMA

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Campus Rio Vermelho
1º Experimento – TESTE DE CHAMA
Discente: Antônio de Souza Teixeira Bisneto – Engenharia Elétrica 
 Diego Cruz da Silva – Engenharia Elétrica
 Juliana Santos Lima – Engenharia de Produção
Disciplina/Semestre: Química Aplicada à Engenharia / 1º semestre
Docente: Guillermo Paternina Berrocal
Salvador-BA
2017
RESUMO
A realização deste experimento, Teste de Chama, teve como objetivo a observação da cor da chama obtida pelo aquecimento de soluções ácidas (ou sais sólidos) de nitrato, Sulfato ou Cloreto de Sódio, Lítio, Potássio, Cálcio, Ferro, Cobre e Magnésio, com as mudanças de níveis energéticos do átomo.
O teste envolveu a exposição das soluções em uma chama e a observação da cor resultante para cada espectro de emissão. Aplicou-se energia em forma de calor, a chama, fornecida a cada solução, para explicar o princípio de que parte dos elétrons da última camada de valência absorvem a energia produzindo o que chamamos de estado excitado, passando para um nível de energia mais elevado, e emitem luz ao voltar ao estado fundamental de cor e intensidade, que podem ser verificados através da observação visual da chama.
Ao receber energia térmica do exterior, o elétron sai de seu estado original para um nível de energia mais elevado, ou seja, salta de uma órbita mais interna para outra mais externa; porém a quantidade de energia que ele recebe é bem definida (um quantum de energia). Ao retornar da órbita mais externa para outra mais interna, ou seja, ao seu estado fundamental, o elétron emite energia (devolvendo o quantum), na forma de luz de cor bem definida ou outra radiação (daí o nome do fóton, que é dado para esse quantum de energia).
MATERIAIS E REAGENTES
Vidrarias e Diversos: Lamparina de álcool, haste metálica, piscete contendo água destilada.
Reagentes e Soluções: Soluções ácidas (ou sais sólidos) de Nitrato, Sulfato ou Cloreto de Sódio, Lítio, Potássio, Cálcio, Ferro, Cobre e Magnésio na concentração de 1% (m/v).
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Inicialmente tomou-se uma haste metálica com fio de prata na extremidade e a aqueceu na chama de uma lamparina para eliminar contaminantes voláteis. Logo em seguida utilizou-se água destilada para resfriá-la, e limpando-a com papel toalha. Mergulhou-se a ponta do fio de prata na solução do cátion, tomando uma pequena porção e levando-a imediatamente à chama da lamparina para a visualização da cor emitida.
Repetiu-se a mesma sequência de procedimentos acima descrita, a fim de analisar detalhadamente cada solução, e anotou-se o nome da substância presente na solução e a coloração da chama obtida, representado na tabela abaixo:
1.1 - TABELA DE DADOS EXPERIMENTAIS:
	Solução/Sal Sólido
	Símbolo do Cátion
	Cor Observada
	Observações
	Sódio
	Na
	Amarelo intenso
	Observado um aumento significativo da chama, e a coloração encontrada permanece por muito mais tempo.
	Lítio
	Li
	Verde/Roxo
	A modificação da coloração da chama ocorre de forma bem rápida.
	Potássio
	K
	Violeta
	A alteração da coloração da chama ocorre nas áreas mais externas, ou seja, nas extremidades da chama.
	Cálcio
	Ca
	Verde/Vermelho
	A alteração na cor da chama inicia-se com verde e vai mudando lentamente para vermelho.
	Ferro
	Fe
	Sem alteração
	Não conseguimos verificar nenhuma alteração na cor original da chama.
	Cobre
	Cu
	Verde
	A alteração da coloração da chama ocorre nas áreas mais externas, ou seja, nas extremidades da chama.
	Magnésio
	Mg
	Branco brilhante
	O que foi percebido é que a chama vai esmaecendo, como se estivesse perdendo propriedades, sua cor vai desaparecendo e se tornando um branco.
CONCLUSÕES E OBSERVAÇÕES
Foi o cientista Dinamarquês Niels Bohr, que aprimorou o modelo atômico de Rutherford, utilizando a teoria de Max Planck, de que a energia não seria emitida de modo contínuo, mas em “pacotes”. A cada “pacote de energia” foi dado o nome de quantum (palavra latina, que significa “quantidade”).
Usando a ideia do quantum, Bohr propôs os seguintes postulados:
Os elétrons se movem ao redor do núcleo em um número limitado de órbitas bem definidas, que são denominadas órbitas estacionárias;
Movendo-se em órbita estacionária, o elétron não emite nem absorve energia;
Ao saltar de uma órbita estacionária para outra, o elétron emite ou absorve uma quantidade bem definida de energia, chamada quantum de energia.
Essa emissão ou absorção de energia é explicada da seguinte forma: Ao receber energia (térmica, elétrica ou luminosa) do exterior, o elétron salta de uma órbita mais interna para outra mais externa; porém a quantidade de energia que ele recebe é bem definida (um quantum de energia). Ao voltar de uma órbita mais externa para outra mais interna, o elétron emite energia (devolvendo o quantum), na forma de luz de cor bem definida ou outra radiação eletromagnética, como ultravioleta ou raios X (daí o nome de fóton, que é dado para esse quantum de energia).
No teste de chama, a energia fornecida às soluções, no caso a chama, que é a energia em forma de calor, produziu o que chamamos de estado excitado para alguns elétrons da última camada de valência, que ao absorverem esta energia passou para um nível de energia mais elevado. Ao retornar ao estado fundamental, alguns desses elétrons excitados liberam a energia recebida anteriormente em forma de radiação (Luz). Cada elemento libera a radiação em um comprimento de onda característico, pois a quantidade de energia necessária para excitar um elétron é única para cada elemento.
Ao observar a cor da chama obtida pelo aquecimento das soluções, verificou-se que a quantidade, as posições e as cores variam de um elemento químico para outro. Sendo assim, cada elemento químico apresenta seu espectro característico, como se fosse sua “impressão digital”.
Podemos verificar em nosso dia-a-dia a aplicação desses princípios tanto nas indústrias e hospitais, quanto da utilização de equipamentos de análise (quantificação e identificação) de metais e outros elementos cuja técnica é baseada na espectroscopia, ou seja, baseadas na absorção ou emissão de radiação eletromagnética. Nas residências, na utilização de fornos de micro-ondas, que possuem um dispositivo, chamado magnéton, que transforma a eletricidade em um feixe de ondas eletromagnéticas que são emitidas numa frequência que “agite” as moléculas de água existentes nos alimentos, provocando assim o seu aquecimento.
Para cada um dos elementos metálicos, cujos sais foram utilizados no experimento, “teste de chama”, temos os comprimentos de onda máximos de emissão segundo o espectro luminoso para cada cor obtida, e será calculada a energia da radiação eletromagnética emitida por cada um dos elementos, conforme segue abaixo:
Espectro Luminoso
O espectro luminoso é uma tabela com valores de frequência (medidas em Hertz (Hz)) das ondas luminosas. Corresponde a uma faixa do Espectro Eletromagnético visível ao ser humano.
	
1.2 - TABELA DO COMPRIMENTO DE ONDA APROXIMADO DAS CORES
	Cor
	Comprimento de onda (nm)
	Cor
	Comprimento de onda (nm)
	Ultravioleta
	400
	Amarelo
	570-590
	Violeta
	400-450
	Alaranjado
	590-620
	Azul
	450-500
	Vermelho
	620-760
	Verde
	500-570
	Infravermelho
	760
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
A energia do fóton (da emissão de radiação eletromagnética) poderá ser calculada considerando a seguinte expressão:
Exemplo: Cálculo da energia de radiação eletromagnética do sódio considerando seu valor de comprimento de onda aproximado em 580.
ENa = 6,63.10-34.3,00.108
580.10-9
ENa = 3,43.10-19 J
1.3 - TABELA DA ENERGIA DE RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA
	Solução/Sal Sólido
	Símbolo do Cátion
	Comprimento de onda aproximado das cores (10-9 m)
	Energia de radiação eletromagnética (J)
	Sódio
	Na
	580
	3,43.10-19
	Lítio
	Li
	535
	3,72.10-19
	Potássio
	K
	425
	4,68.10-19
	CálcioCa
	690
	2,88.10-19
	Ferro
	Fe
	-
	-
	Cobre
	Cu
	535
	3,72.10-19
	Magnésio
	Mg
	-
	-
Obs.: Para esta tabela, foi considerado como comprimento de onda de cada solução a média dos valores apresentados na tabela 1.2. Para o Ferro (sem alteração) e Magnésio (branco) não se obteve um comprimento de onda devido à cor encontrada.
 
REFERÊNCIAS 
 
BROWN, The odore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: A ciência 
central. 9 ed. São Paulo: Prentice Hall, 2005. 
 
RUSSELL, John B.; Química Geral vol.1, São Pa ulo: Pearson Education do Brasil, 
Makron Books, 1994. 
 
SANTOS, Isaias Jose; SA NTOS, Rodrigo. Es tudo Do Átomo. Disponível em: 
< www.unisalesiano.edu.br/encontro2007/trabalho/aceitos/PO29562408892.pdf >. 
VIDEOS DE DIVULGAÇÃO CIENTÍFICA. Disponível em: 
<http://nautilus.fis.uc.pt/bl/conteudos/42/pags/videosdivulgcientifica/chama/index.html>