Teste de chamas- Transição eletrônica

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Universidade Estadual do Sudoeste da Bahia – Campus Jequié
Departamento de Química e Exatas - DQE
Disciplina: Química Geral (2) – Farmácia 
Professor: Cleber Galvão Novaes
Alunos: Daniele Mangabeira, Laís Barbosa e Gabriel Figueroa
Atividade: Aula prática		Data: 22.12.2015 
Teste de Chamas 
Transição eletrônica
Relatório de aula prática apresentado à disciplina de Química Geral (2), ministrada pelo professor Cleber Galvão, como avaliação parcial do semestre 2015.2.
Jequié – Bahia
Fevereiro – 2016
1. INTRODUÇÃO
Bohr propôs um modelo atômico para o átomo de hidrogênio que depois foi estendido para outros elementos. O seu modelo foi baseado no Sistema Solar, no qual os planetas giram ao redor do Sol. Para Bohr, os elétrons giram em órbita ao redor do núcleo atômico agrupados em níveis energéticos.
Hoje sabemos que os elétrons giram ao redor do núcleo, mas não em órbita. Para ser considerada uma órbita, o movimento do elétron deveria ser sempre num mesmo plano, o que na prática não acontece. O movimento dos elétrons ao redor do núcleo é parecido ao de uma nuvem que envolve esse núcleo atômico. No estado fundamental de um átomo, os elétrons se encontram no nível energético o mais baixo possível.
Se os elétrons de um átomo recebem energia ou colidem com outros elétrons, eles saltam para níveis mais externos. Neste caso, dizemos que os elétrons entram em estado excitado.
Se os elétrons doam energia, eles saltam para níveis mais internos e a energia liberada pelos elétrons sai em forma de quantum de luz ou fóton e é a frequência da luz que determina a sua cor. Nossos olhos detectam diferentes cores porque eles respondem de forma diferente a cada frequência. Apenas uma estreita faixa de frequências (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. 
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. 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.
Estas teorias são hoje comprovadas a partir de cálculos e experimentos, como o teste de chama. Neste experimento os sais 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.
2. OBJETIVOS
Identificar o tipo de cátion presente em uma substância através da
coloração da chama;
Interpretar corretamente os Postulados de Bohr;
Identificar a coloração das amostras (sais);
Identificar os elementos pela coloração;
Observar o que acontece quando o elemento é levado à chama.
3. MATERIAIS E MÉTODOS 
3.1. Materiais utilizados:
Espátula
 Bico de Bunsen
Béquer
Vidro de relógio
Cloreto de bário (BaCl4)
Cloreto de sódio (NaCl)
Cloreto de cálcio (CaCl2)
Sulfato de cobre (CuSO4)
Cloreto de potássio (KCl)
Solução de lítio (LiCl)
Sal de estrôncio (SrCl2)
3.2) Procedimento Experimental
Inicialmente o professor Cleber Galvão explicou como utilizamos o bico de Bunsen e qual a chama ideal para realizarmos o teste de chamas. A chama ideal para o experimento é de tonalidade azul, conseguimos essa tonalidade regulando a chave do bico de Bunsen evitando assim a liberação de carbono no ambiente. Logo após esse aprendizado, listamos todos os materiais que usamos, assim como os sais: BaCl2, NaCl, CaCl2, CuSO4, KCl, LiCl, SrCl2. Feito isso, com a ajuda de uma espátula, coletamos o cloreto de bário (BaCl4) colocando uma pequena quantidade no vidro de relógio e levando-o até a capela, onde estava instalado o bico de Bunsen. 
Este procedimento foi repetido com todos os sais, observando-se a cor da chama emitida por cada um dos sais testados.
4. RESULTADO E DISCUSSÃO
Depois de feito os testes com os sais que tínhamos á disposição foram encontrados tais elementos com as respectivas colorações de chama, segue a tabela abaixo com os resultados de cada sal:
	Reagentes
	Cores da Prática Experimental
	Cores na Literatura
	Cloreto de Bário (BaCl2)
	Alaranjado
	Verde
	Cloreto de Sódio (NaCl)
	Amarelo forte
	Amarelo
	Cloreto de Cálcio (CaCl2)
	Alaranjado (laranja tendendo ao vermelho)
	Laranja
	Sulfato de Cobre (CuSO4)
	Verde fosforescente 
	Verde
	Cloreto de Potássio (KCl)
	Lilás
	Violeta
	Solução de Lítio (LiCl)
	Vermelho
	Vermelho
	Sal de Estrôncio (SrCl2)
	Avermelhado
	Vermelho
	Sal de Níquel (NiCl2)
	Amarelo (a cor do sal verde)
	Amarelo
	SrCl2 + CuSO4
	Variação de cores (vermelho, amarelo, verde)
	-
	SrCl2 + CuSO4 + NaCl
	Variação de cores (vermelho, amarelo, laranja e verde)
	-
(Tabela 1- Cores resultante da prática experimental x Cores de acordo com a literatura)
Após a observação da tabela 1 constatamos que algumas cores observadas não condizem com a literatura, como de fato aconteceu com o BaCl2, CaCl2, KCl e SrCl2. Assim, surge a hipóteses para justificar a margem de erro apresentada. Pode-se dizer é o fato de todos os sais, disponíveis para o teste de chama, terem passado da validade, a outra possível hipótese é contaminação da espátula com os outros sais e modificando a coloração. Por isso, após todos os ensaios, o fio de platina (que não utilizamos) deve ser limpo com ácido clorídrico. É melhor conservar o fio permanente no ácido e também a cada aquecimento esperar a haste esfriar.
A luz que podemos ver com nossos olhos, luz visível, é um tipo de radiação eletromagnética. Como a radiação eletromagnética transporta energia pelo espaço, ela também recebe o nome de energia radiante, portanto é a frequência da luz que determina a sua cor.
Nossos olhos detectam diferentes cores porque eles respondem de forma diferente a cada frequência. Apenas uma estreita faixa de frequências (e, consequentemente de comprimentos de onda), é visível ao olho humano. Este fenômeno 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, como pode ser observado na figura 1.
 Figura 1- Espectro de Luz Visível.
A distância entre picos (ou depressões) é chamada de comprimento de onda. O número de comprimento de onda completo, ou ciclos, que passam por determinado ponto a cada segundo, é a frequência da onda.
As características ondulatórias de uma radiação eletromagnética devem- se as oscilações periódicas de intensidade de força eletrônicas e magnéticas associadas com a radiação. Podemos apontar a frequência e o comprimento de onda para essas ondas eletromagnéticas, como ilustrado na figura 2.
Figura 2
Na figura 2 explica a relação entre o comprimento e a frequência de uma onda, onde fica evidenciado que quanto maior o comprimento de onda, mais baixa a frequência; quanto menor o comprimento de onda, mas alta a frequência.
Foi observado no teste de chama que cada reagente testado apresentou uma coloração distinta. Este evento se dar devido ao deslocamento dos elétrons da última camada, camada de valência, dos átomos de cada elemento químico. Quando eles recebem energia o átomo passa por uma alteração do seu estado fundamental, ocorrendo a excitação dos elétrons, devido a absorção de energia da chama, levando ao deslocamento dos mesmos. O deslocamento dos elétrons emite um espectro de luz visível, diferente para cada reagente. A explicação do aparecimento de diferentes colorações para os reagentes usadosno teste de chama é dada por Bohr que em seu terceiro postulado, supôs que o elétron poderia ‘pular’ de um estado de energia permitido para outro, absorvendo ou emitindo fótons cuja energia radiante corresponde exatamente a diferença entre os dois estados. Um elétron deve absorver energia para que ele mude para um estado de mais alta energia, e que o contraria também ocorra quando o elétron voltar para uma camada mais baixa ele emita a energia radiante.
	Comprimento de onda das Cores
	Comprimento de onda do Reagente
	Verde
	530nm
	Cloreto de Bário (BaCl2)
	530nm
	Amarelo
	470nm
	Cloreto de Sódio (NaCl)
	580nm
	Laranja
	620nm
	Cloreto de Cálcio (CaCl2)
	700nm
	Verde
	530nm
	Sulfato de Cobre (CuSO4)
	535nm
	Violeta
	420nm
	Cloreto de Potássio (KCl)
	425nm
	Vermelho
	700nm
	Cloreto de Lítio (LiCl)
	535nm
	Vermelho
	700nm
	Sal de Estrôncio (SrCl2)
	720nm
(Tabela 2 – Comprimento de onda da coloração e ondas dos reagentes, nm)
De acordo com a figura 3, 4 e 5 apresentados abaixo, é possível estimar o comprimento de onda, espectro de luz, de cada reagente usado neste experimento. Onde o cloreto de sódio apresentou a cor amarela, com comprimento de onda estimado 565-590nm; o cloreto de cálcio a cor foi avermelhado com comprimento de onda estimado 590-625 nm; o cloreto de potássio teve cor lilás, com comprimento de onda estimado de ~380-440 nm; o solução de lítio (solução é menos concentrada, pois o sal está menos disposto do que dissolvido) a coloração observada foi vermelho assim como na literatura com de comprimento de onda estimada de ~625-740 nm e o sal de estrôncio a mesma coloração; o Cloreto de bário obteve a cor amarela, com comprimento de onda estimado 565-590nm e o sal de cobre apresentou tom de verde fosforescente, estando dentro do comprimento de onda estimado de ~500-565 nm. 
Figura 3 – Tabela de cores do espectro visível, comprimento de onda e frequência.
 Figura 4 – Espectro eletromagnético
 Figura 5 – Espectro visíveis e não visíveis.
5. CONCLUSÕES 
Portanto, conclui-se que com o teste de chama pode-se distinguir os reagentes a partir da observação da cor emitida por cada um, ao ser colocado na chama. Sendo possível também evidenciar o deslocamento dos elétrons nas camadas eletrônicas dos diferentes átomos. Podemos observar que diferentes elementos do nosso cotidiano têm cor de chama diferente, como a chama do gás de cozinha, composto por butano C4H10, que tem a coloração azul clara e a chama de uma vela comum tem a cor amarela. As reações incompletas produzem menor energia que a combustão completa. Isso explica a diferença entre as cores das chamas, pois a chama amarela, característica da combustão incompleta, é de menor energia. Já a chama azul é característica de uma combustão completa, com maior energia. 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
BROWN, Theodore; 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 Paulo: Pearson Education do Brasil, Makron Books, 1994.
SANTOS, Isaias Jose; SANTOS, Rodrigo. Estudo 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.htm