RELATORIO DE TESTE DE CHAMA

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Centro Universitário Estácio de Sá
Química
Professora Cinthia
TESTE DE CHAMA
Integrantes: 
Bruno Otávio Barbosa Santos
Frederico Fidelis Dutra
Marcelle Paio Silva
Wilds Lene C. Freitas
Turma: 
		
SUMÁRIO
INTRODUÇÃO..........................................................................................3
OBJETIVO.................................................................................................7
MATERIAIS E METODOS.........................................................................7
RESULTADOS E DISCURSSÃO...............................................................7
CONCLUSÃO.............................................................................................9
BIBLIOGRAFICAS......................................................................................10
INTRODUÇÃO
A luz é composta por radiações eletromagnéticas, um tipo de onda formada por um campo elétrico e um campo magnético. Todas as radiações eletromagnéticas viajam no vácuo a uma velocidade de 3,00x108 m/s, e esta velocidade é representada pela constante c, sendo chamada de velocidade da luz (1).
As características ondulatórias da radiação eletromagnética se devem às oscilações periódicas entre o campo magnético e o campo elétrico. Isto dá origem a duas características da onda: o comprimento (e frequência (. O comprimento e a frequência da onda eletromagnética estão relacionados, pois a velocidade da onda é sempre a mesma (velocidade da luz). Se o comprimento da onda é longo, sua frequência será baixa; se a frequência da onda é alta, seu comprimento será curto. Desta forma, pode-se dizer que a frequência de uma onda eletromagnética é inversamente proporcional ao seu comprimento e diretamente proporcional à razão entre a velocidade da luz e o comprimento de onda (2).
Esta relação entre o comprimento e a frequência da onda pode ser observada na figura 1:
Figura 1 – Relação entre o comprimento e a frequência de uma onda. Quanto maior o comprimento, mais baixa a frequência; quanto menor o comprimento, mas alta a frequência.
A frequência é expressa em ciclos por segundo, e a sua unidade é o Hertz (Hz). Esta unidade equivale ao inverso de um segundo, ou seja:
ou 
É a frequência da luz que determina a sua cor. Nossos olhos detectam diferentes cores porque eles respondem de forma diferente a cada frequência (¹). Apenas uma estreita faixa de frequências (e, consequentemente de comprimentos de onda), é visível ao olho humano. É o chamado espectro da luz visível. Esta faixa de luz visível se estende entre as frequências maiores que o infravermelho e menores que o ultravioleta, e entre comprimentos menores que 700 nm maiores que 420 nm (1), como pode ser observado na figura 2 e na tabela A:
Figura 2 – Espectro de luz visível.
	Cor
	Comprimento de onda (
	Frequência 
	Violeta
	420 nm
	7,1x10-14 Hz
	Azul
	470 nm
	6,4x10-14 Hz
	Verde
	530 nm
	5,7x10-14 Hz
	Amarelo
	580 nm
	5,2x10-14 Hz
	Laranja
	620 nm
	4,8x10-14 Hz
	Vermelho
	700 nm
	3,0x10-14 Hz
Tabela A - Comprimentos de onda e frequência característicos de cada cor de radiação eletromagnética.
Quando um objeto é aquecido, ele emite radiação, que pode ser observada através da sua cor. Um exemplo é o aquecimento de metais nas indústrias metalúrgicas, quando eles emitem uma cor vermelha intensa, como pode ser visto na figura 3:
Figura 3 – Aço fundido emitindo radiação luminosa quando aquecido.
Observa-se que a cor emitida pelo corpo aquecido depende da sua temperatura. Assim, pode-se concluir que a frequência e o comprimento da radiação eletromagnética está diretamente ligada à energia absorvida pelo corpo durante o aquecimento. A figura 4 mostra a relação entre a energia e a frequência da onda eletromagnética:
Figura 4 - Relação entre a energia e a frequência de uma onda.
Pela figura, podemos ver que um corpo que emite radiação em uma frequência percebida pelos nossos olhos como azul tem mais energia, e, portanto, é mais quente do que um corpo que emite radiação na faixa do vermelho. Este é um fenômeno que os físicos do final do século XIX tentavam explicar. Contudo, as leis da Física ainda não eram capazes de explicar estas observações.
Foi em 1900 que o físico alemão Max Planck propôs que a energia era liberada ou absorvida pelos átomos dos corpos aquecidos em “pacotes” de energia de valores mínimos, aos quais Planck chamou de quantum (plural quanta),e que a energia de um único quantum é igual à frequência da onda eletromagnética multiplicada por uma constante. Esta constante, representada por  e conhecida como constante de Planck. Esta constante tem valor igual a  (joule segundo). De acordo com Planck, a energia é emitida ou absorvida por um corpo em múltiplos de Portanto, a energia de um único quantum é igual a:
Alguns anos após a apresentação da teoria de Planck, alguns cientistas começaram a perceber que podiam aplicar esta teoria a algumas observações experimentais antes em explicação, e se tornou fácil perceber que Planck havia iniciado uma revolução nos conhecimentos do mundo físico. Depois de Planck, cientistas iniciaram seus estudos partindo da teoria da energia quantizada. Albert Einstein, por exemplo, ganhou um prêmio Nobel de Física ao explicar o efeito fotoelétrico, fenômeno pelo qual foi observado que existe uma frequência mínima de luz para que um elétron seja emitido de uma superfície metálica onde há incidência de um feixe de luz. Einstein propôs que a energia que atinge a superfície metálica é um fluxo contínuo de pacotes de energia mínima, e a cada pacote de energia mínima, Einstein denominou de fóton. Complementando a teoria de Planck, Einstein deduziu que cada fóton deveria ter uma energia proporcional à frequência da luz, e, portanto, a própria energia radiante é quantizada.
Depois de Einstein, Niels Bohr foi outro cientista a receber um prêmio Nobel em Física por estudos realizados a partir da teoria de Planck. A partir destes estudos, Bohr elaborou sua teoria sobre a estrutura atômica, a teoria atômica mais completa aceita até os dias de hoje.
Partindo de suas descobertas, Bohr acabou por explicar o modelo atômico de Rutherford, que ainda era um desafio para a sociedade científica, pois não poderia ser explicado pela Física Clássica. De acordo com Rutherford, os elétrons ou ficariam estacionados ao redor do núcleo, ou descreveriam órbitas ao seu redor, como se fosse uma representação microscópica do sistema solar, que, das duas proposições, era a mais aceita. Porém, de acordo com a Física Clássica, se os elétrons permanecessem estacionados, seriam imediatamente atraídos pelo núcleo, e se os elétrons descrevessem órbitas ao seu redor, perderiam energia gradativamente e também acabariam por cair no núcleo, o que destruiria o átomo.
O trabalho de Bohr teve início nas observações dos espectros de linhas (figura 5), um fenômeno que intrigava os cientistas da época.
Figura 5 - Espectro de linhas do hidrogênio.
Os espectros de linhas são um fenômeno através do qual se observa que, quando um gás é submetido à alta pressão dentro de um tubo e é aplicada uma alta voltagem, este gás emite diferentes cores de luz. Quando esta luz passa através de um prisma, o espectro resultante é composto apenas por algumas linhas em poucos comprimentos de onda. Estas linhas são espaçadas por regiões escuras, onde não se observa a incidência de luz, e, portanto, correspondem à ausência de comprimentos de onda naquelas determinadas faixas. É possível também observar que os átomos excitados deste gás brilham exatamente na cor de suas linhas espectrais. Este fenômeno intrigava a sociedade científica, pois esta ainda não compreendia como um átomo poderia emitir exclusivamente algumas frequências de luz, e não todas simultaneamente.
Bohr, então, propõe que um átomo só pode perder energia em certas quantidades, discretas e definidas. A partir desta proposição, surge uma explicação a nível eletrônico,que daria origem à teoria atômica de Bohr: se um átomo só pode perder energia em quantidades discretas e definidas, isto sugere que os elétrons só podem existir em uma série de níveis discretos e definidos de energia. Quando um elétron absorve mais energia do que a energia definida que já possui, ele passa a ocupar um nível maior de energia, realizando o chamado de salto quântico, como pode ser observado na figura 6:
Figura 6 - Salto quântico realizado pelo elétron, quando este absorve um pacote de energia característico (fóton) e salta para um nível mais energético.
Porém, o átomo não permanece estável quando realiza este salto quântico, e tende a liberar esta energia e voltar a seu nível inicial de energia. Ao voltar ao seu nível inicial de energia, a energia absorvida é liberada em forma de luz, de cor característica do elemento deste átomo e diretamente relacionada com a energia característica de absorção deste elemento. Os pacotes de energia mínima liberada são chamados fótons. A energia de um fóton é calculada pela diferença entre a energia superior e a energia inferior:
Estas teorias são hoje comprovadas a partir de cálculos e experimentos. Entre eles, está o teste de chama. Neste experimento, sais (principalmente os que possuem ânions voláteis na chama oxidante, como o cloro, por exemplo) são expostos à chama. Na chama, absorvem energia em forma de calor e esta energia provoca a excitação dos elétrons, forçando-os a realizar o salto quântico. Ao retornarem ao seu estado inicial de energia, liberam fótons de luz de cores características a cada elemento. Na tabela abaixo estão relacionadas as cores da radiação eletromagnética emitida por cada elemento (os elementos mais comuns utilizados em testes de chama):
	Elemento
	Cor da luz emitida
	Lítio
	Vermelho
	Sódio
	Amarelo
	Potássio
	Violeta
	Cálcio
	Laranja
	Estrôncio
	Vermelho
	Bário
	Verde
	Ferro
	Laranja
	Cobre
	Verde
	Cobalto
	Azul
Tabela B - Cores da radiação emitida por alguns elementos.
OBJETIVOS
Identificar o tipo de cátions presente na substância, através da coloração da chama;
Interpretar corretamente os Postulados de Niels Bohr.
MATERIAIS E MÉTODOS 
Água destilada;
Balança;
Béquer;
Bico de Bussen;
Cloreto de sódio (NaCl);
Cloreto de potássio (KCl);
Cloreto de cálcio ();
Sulfato de cobre (CuSO4);
Pipeta;
Com a ajuda da balança, foram coletados aproximadamente 2g de cada sal listado acima e dissolvidos com cerca de 40ml de agua destilada em béquer distintos. 
Com a pipeta, despejou-se uma gota de NaCl até chama do bico de Bunsen para que se fosse observado a coloração emitida pela chama quando o sal entrasse em contato com a mesma. Este procedimento foi repetido com todos os sais.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
	Após ter seguido o procedimento do experimento, descrito na parte intitulada Procedimento Experimental, observou-se as cores das chamas e calculado a energia de transmissão, e então foram registrados os resultados e na tabela abaixo:
	Amostra
	Cor da chama
	Energia
	Cloreto de sódio
	Amarelo
	3,44. 10-47
	Cloreto de potássio
	Laranja Púrpura
	4,7. 10-48
	Sulfato de cobre II
	Verde
	4,24. 10-47
	Cloreto de cálcio
	Vermelho
	3,18. 10-47
Tabela C : Resultados do experimento; Cores observadas na chama.
As cores emitidas são explicadas pelas teorias anteriormente mencionas na introdução, a chama resultada das misturas de duas soluções, mencionadas no item 7 do procedimento tinham duas cores, que correspondiam a cor das soluções misturadas, isto indica que não houve alteração nos sais constituintes da solução, não houve reação entre os sais. O esquema abaixo resume o que ocorre quando uma das soluções, ou a mistura delas, entra em contato com a chama do bico de Busen:
Figura 7 : Esquema das reações que ocorrem na chama.
“M” representa o cátion (metal) no esquema.
“X” representa o ânion.
hv é o valor da energia da radiação eletromagnética que varia de acordo com a freqüência (v).
Os resultados mencionados são a comprovação de que é possível identificar a presença de alguns metais em substancias desconhecidas com um experimento simples, como o do Teste da Chama. Esse experimento também é a prova de que os postulados de Bohr, descritos na introdução, estavam corretos, pois se cada elemento metálico libera energia num comprimento de onda definido então os elétrons do átomo giram em níveis de energia definidas ao redor do núcleo.
CONCLUSÃO
Ressalta-se que, através do teste de chama pode-se comprovar a origem das cores e associá-las com a presença de metais nos sais testados com a estrutura eletrônica dos átomos. Com a energia liberada na combustão, os elétrons externos dos átomos dos metais são promovidos a estados excitados e, ao retornarem ao seu estado eletrônico iniciais, liberam a energia excedente na forma de luz. A cor, comprimento de onda, da luz depende da estrutura eletrônica do átomo. Calculou-se também a energia através do comprimento de onda do espectro eletromagnético.
Além disso, vimos que esse método é o mesmo usado nos fogos de artifícios, para que ele apresente aquele efeito bonito com várias cores diferentes.
BIBLIOGRAFIA
ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente; tradução Ricardo Bicca de Alencastro. 3ª Edição. Editora Bookman. Porto Alegre, 2006.
HETEM, Gregório, PEREIRA Jatenco, Observatórios Virtuais - Fundamentos de Astronomia. Distribuição de Energia e Linhas Espectrais. Disponível em: <http://www.astro.iag.usp.br/~jane/aga215/apostila/cap05.pdf>. Acessado em 01/09/17.
01 de setembro de 2017
Belo Horizonte, MG