QuimExp Relatório 1 9,1

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Introdução
	Sabe-se que toda matéria é formada por átomos de elementos químicos. Com agrupamentos variados desses elementos, é possível obter diversas substâncias e assim formar materiais de propriedades química e física diferentes que sofrem diversas transformações e variações de energia na natureza.
	Assim, através de uma análise química, serão apresentados dados experimentais que demonstram essa pluralidade de substâncias e suas transformações. 
Objetivo
	Analisar a liberação de energia fotoquímica em diferentes substâncias com base num modelo atômico conhecido; Elucidar a influência do número de partículas de uma solução na intensidade da cor da mesma e em outras propriedades; Analisar experimentalmente as diferenças entre fenômenos físicos e químicos.
Resultados e Discussões
I) ENSAIO DE CHAMA
	
	Com base no modelo atômico de Bohr, os íons metálicos, ao serem aquecidos ganham energia e seus elétrons saltam para uma camada mais externa. No entanto, ao voltarem para sua camada de origem (uma mais interna), liberam energia na forma de luz. Por esses elementos possuírem configurações eletrônicas distintas, foram vistas diferentes cores do espectro eletromagnético. 
	Assim, com a utilização de uma chama de vela e uma alça de platina, pôde-se obter os seguintes resultados organizados na tabela 1: 
	Cátion
	Cor da chama
	Potássio 
	Violeta
	Sódio
	Amarelo (Intensifica a chama por ter a cor da mesma)
	Lítio
	Rosa avermelhado
	Cálcio
	Laranja
	Estrôncio
	Laranja
	Cobre
	Verde
	Bário
	Amarelo
Tabela 1: Cátions e suas respectivas cores ao liberarem energia.
	Embora cada elemento tenha seu espectro característico, somente alguns, dentro de uma faixa de comprimento de ondas, podem ser visto pelo homem. 
	
Figura 1: Espectro de luz visível
II) QUEIMA DE MAGNÉSIO
	Observou-se que o magnésio passou por um processo de combustão, que nada mais é que a queima/aquecimento de certa substância na presença de O2 com liberação de energia. Pôde-se perceber a variação de cor do magnésio, que no início era uma fita cinza, mas que no final passou a ser um pó branco, e a emissão de um flash de luz branca e intensa, o que indica que a energia liberada era do tipo luminosa. Assim, por se tratar de uma reação de combustão que altera a composição química da substância inicial, o fenômeno ocorrido pode ser classificado como químico.
Reação química: 
			2 Mg(s) + O2(g) → 2 MgO(s) (flash de luz branca e intensa)
			 ∆ 
	 (Magnésio metálico) (Gás oxigênio) (Óxido de magnésio)
III) COR DE SOLUÇÕES
	Após analisar os três tubos, pôde-se identificar que o terceiro tudo apresentou cor mais intensa, já que o mesmo possui uma solução visivelmente mais concentrada de KMnO4 (muito soluto e pouco solvente). No entanto, com base na molaridade, através de um simples cálculo estequiométrico é possível justificar mais precisamente as diferenças das concentrações de cada tudo e como isso influencia na intensidade das cores das soluções. Para tal, utilizou-se a seguinte fórmula:
			 Ci x Vi = Cf x Vf, onde
Ci = concentração inicial		Cf = concentração final
Vi = volume inicial			Vf = volume final
	Assim, levando em conta a concentração inicial de 0,025 de KMnO4, foram encontradas as seguintes concentrações finais: 
Tubo 1: 0,005 M
Tubo 2: 0,015 M
Tubo 3: 0,025 M
	Além disso, pôde-se relacionar tais resultados com a Lei de Lambert-Beer , que diz que com a alteração da concentração de soluções de substâncias iguais altera-se também a absorbância (A) e a transmitância (T) da solução. 
	A = µ x C x l , onde
µ = constante da substância
C = concentração
l = caminho óptico
	e T = 1/A
	Como µ e l são iguais para as três soluções por tratarem da mesma substância, quanto maior for o número de partículas, menor é a transmitância e maior é a absorbância. Dessa forma, pôde-se classificar cada tubo e reunir tais informações na tabela 2. 
	
	Absorbância
	Transmitância
	Tubo 1
	Baixa
	Alta
	Tubo 2
	Média
	Média
	Tubo 3
	Alta
	Baixa
Tabela 2: Classificação de cada tubo analisado de acordo com a Lei de Lambert-Beer. 
	Por fim, algumas substâncias são coloridas porque elas têm a capacidade de reter certa quantidade de luz que incide sobre a mesma. Com isso, quando um objeto não consegue absorver determinado comprimento de onda da luz que incide, ele o reflete em forma de luz colorida, o que determinada a cor desse objeto. 
IV) SUBLIMAÇÃO DO IODO
	Pôde-se observar durante o experimento que o iodo em forma de grãos pretos ao serem aquecidos dentro do béquer passaram para o estado gasoso, uma espécie de vapor roxo. Além disso, à medida que esse vapor subia, ele se solidificava novamente ao se encontrar com uma superfície mais fria (o vidro de relógio) e com isso, cristais de iodo bem finos eram retidos sob a mesma. Notou-se que o iodo passou por duas sublimações, que lhe conferiu características físicas distintas no início e no fim. Assim, esse processo se tratou de um fenômeno físico, uma vez que não ocorreram alterações das propriedades químicas da substância, mas apenas mudanças no seu estado físico. 
IV) DECOMPOSIÇÃO DO DICROMATO
	Observou-se que os cristais alaranjados de dicromato de amônio ao serem aquecidos, transformaram-se em uma fuligem verde escura de aspecto meio úmido. Com o aquecimento, o dicromato é decomposto em óxido de cromo, gás nitrogênio e água. Dessa forma, foi notório que esse processo se classifica como um fenômeno químico, já que se tratou de uma alteração na composição química de uma substância inicial para que outras, gasosas e sólida, fossem formadas.
Reação química: 
∆
	(NH4)2Cr2O7(s) → N2(g) + Cr2O3(s) + 4 H2O(g)
	(Dicromato de amônio) (Gás nitrogênio) (Óxido de Cromo) (Água)
Conclusão
	Pode-se concluir que os resultados foram satisfatórios, uma vez que todos os objetivos citados inicialmente foram alcançados através de observações e cálculos. 
Anexo
	Distribuição eletrônica de cada elemento do ENSAIO DE CHAMA
K+ : 1s² 2s² 2p6 3s2 3p6
Na+ : 1s² 2s² 2p6 
Li+ : 1s²
Ca²+ : 1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 
Sr²+ : 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6
Cu²+ : 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 3d9 
Ba²+: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 3d10 4s² 4p6 4d10 5s² 5p6 6s² 
Referências
	Apostila das aulas práticas de Química Analítica Experimental.
	FELTRE, Ricardo. Química Geral. Química – vol. 1. 4ª.ed. - São Paulo: Moderna, 1994.
	
	
	UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO
INSTITUTO DE QUÍMICA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ANALÍTICA
PRÁTICA Nº 1: MATÉRIA E ENERGIA
11/08/2017
CURSO NUTRIÇÃO – 1º PERÍODO
DISCIPLINA: QUÍMICA A EXPERIMENTAL – IQA 112
PROFESSORA: MÁRCIA NOGUEIRA 
ALUNA: ALANA REIS DE ALMEIDA