Espectro de emissão de matais

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Universidade do Estado do Rio de Janeiro
Instituto de Química 
Departamento de Química Geral e Inorgânica 
Química Geral Experimental I
ESPECTO DE EMISSÃO DOS METAIS
Grupo II
Alunos
ANA ALICE MOURA ARRUDA CYPRIANO
TIAGO CARVALHO
VICTORIA MARTINS SERBETO
Data do Experimento: 04/06/2018
	
Introdução 
 
Os pioneiros do espectro dos metais, como Bunsen, Kirchhoff, Balmer e outros, que remontam à década de 1860, levaram ao surgimento de uma técnica de investigação científica, a espectroscopia óptica. A mesma estuda o desenvolvimento das propriedades dos elétrons, átomos e moléculas. Desde aquela época, havia conhecimento de várias substâncias que ao serem aquecidas numa chama ou submetidas a descargas elétricas no estado gasoso, emitiam luz. E com isso, através de uma rede de difração (fenômeno na qual ondas encontram um obstáculo e se acomodam a ele), mostravam uma série de linhas ou raias em espectros diferentes, variando de elemento para elemento.
Tal motivo ocorre pela seguinte explicação: 
Conceitualmente, a tendência dos prótons e dos elétrons é de se atrair. Essa força de atração varia em quanto mais prótons ou elétrons ter no átomo. Considere dois átomos, sendo eles de Hidrogênio e Hélio: Hidrogênio contendo 01 próton e 01 elétron e o Hélio contendo 02 prótons e 02 elétrons. A Energia Potencial Eletrostática dos dois átomos é muito diferente, pois cada próton e cada elétron irá se atrair, criando uma gigantesca força de atração entre eles, então, uma gigantesca força eletrostática. Essa força está associada aos espectros. Ou seja, a variação de prótons e elétrons num átomo gera diferentes feixes ou espectros de luz. Nesse caso, é afirmativo dizer que todo elemento metálico possui um espectro de emissão diferente suscetível a ser estudado. 
Através de experimentos utilizando a luz do sol sofrendo difração num prisma e sendo analisada por um espectroscópio, foi possível observar raias ausentes de cor em certos espectros. Tal fato foi provado que, os espectros que faltavam, eram exatamente os gases que estavam em constante excitação com o Sol, sendo alguns deles, Hidrogênio, Hélio e o Mercúrio. Estas raias ausentes de cores significam que há um salto de camada, ou seja, o elétron do átomo absorveu a energia necessária para mudar de camada e com isso não é mais possível ver, pois apenas captamos o raios visíveis, tese comprovada por Bohr, sendo ela o Estado Estacionário de Energia. 
Com isso, este experimento tem objetivo de observar a olho nu e pelo espectroscópio, os diferentes espectros dos diferentes elementos, pontuando sua intensidade. 
Materiais utilizados 
Bico de gás;
Alça níquel-bromo;
Na2+;
Li1+;
K+;
Sr2+;
Ba2+;
Ca2+;
Cu2+;
Espectroscópio contendo uma lâmpada representada pelo raio solar;
Um béquer contendo água 
Procedimento Experimental 
 
Primeiro, se acendeu o bico de gás e a lâmpada para que seja possível iluminar a escala.
Para que não contamine as soluções e não ocorra interferência na coloração durante o experimento, foi necessário limpar a alça de níquel-cromo em um béquer contendo água e depois queima-lo na chama do bico de gás. 
Foi levada para próximo da chama do bico de gás, cada uma das soluções de íons metálicos para que fossem testadas de modo que essas soluções fosses pegas com a alça de níquel-cobre. 
A medida que as soluções foram colocadas na chama para serem testadas, foi necessário observar a coloração da chama e olhar e no espectroscópio as raias de maior e menor comprimento de onda das cores emitidas pelos íons. 
Resultados obtidos 
	Elemento
	Comprimento de onda (nm)
	Cor
	Sódio
	589,0
589,6
	Vermelho – 6
Amarelo – 7
Verde – 8
Azul – 9 
Violeta – 10
	Potássio
	404,4
404,7
766,5*
766,9
	Verde – 5
Azul – 9 
Violeta – 10
	Lítio
	610,3
670,8*
	Vermelho – 6,5-7
	Cálcio
	554,4
618,2
620,3
	Vermelho – 5
Laranja – 6
Verde – 7
	Estrôncio
	606,0*
662,8
674,7
687,0
	Vermelho – 5
Amarelo – 6
Verde – 7
Azul – 9
Violeta – 9,5-10
	Bário
	513,7
534,7
553,5
551,9
553,6
577,8
	Verde – 8,5-9
Azul – 10
Violeta – 11
	Cobre
	510,5
515,3
521,8
	Vermelho – 5
Laranja – 7
Amarelo – 7,5
Verde – 8 
Azul – 9
Lilás – 10
As cores vistas sem a utilização do espectroscópio foram:
Sódio: Amarelo alaranjado 
Potássio: Violeta
Lítio: Laranja
Cálcio: Laranja
Estrôncio: Vermelho
Bário: Verde
Cobre: Verde azulado
Questionário
Explique o porquê da escolha dos sais da forma de cloretos para o ensaio de chama
 As cores apresentadas são onda eletromagnéticas, que por sua vez, possuem diferentes comprimentos de onda e região que ficam visíveis. Essas características podem ser reconhecidas no experimento de espectroscopia, quando os fótons emitidos pela chama do elemento que tem suas moléculas e átomos excitados, são decompostos na forma de espectros com o auxílio de um prisma. Há uma particularidade em cada elemento, que apresentam espectros diferentes.
A diferença entre as órbitas com níveis de energia diferentes nos átomos de cada elemento faz com que o espectro de cada um possua um comprimento de onda diferente, o que justifica a diferença de coloração entre os elementos.
 
Justifique a cor da chama observada ao aquecer cada sal, consultando num espectro da região do visível as cores correspondente ao os comprimentos de onda das raias observadas 
Os sais utilizados no ensaio de chamas estavam na forma de cloretos isso porque o cloreto é bastante volátil, o que propicia melhores resultados na observação da emissão de luz na faixa do visível dos átomos em interesse.
Conclusão 
Diante das atividades efetuadas concluiu-se que:
De acordo com o objetivo proposto, pode-se comprovar as cores identificadas através da combustão dos elementos químicos proposto. 
Assim, de acordo com os dados coletados, os íons metálicos produzem cores distintas devido ao comprimento de onda de cada íon ser diferente.
Essa coloração pode ser explicada através do postulado de Bohr que diz que quando o elétron sofre excitação, este saltará para uma camada mais externa, quando o elétron deixa de ser excitado o mesmo volta para a sua camada mais estável liberando esta energia em forma de luz. 
Referências Bibliográficas 
ATKINS, Peter William; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed.  Porto Alegre: Bookman
https://manualdaquimica.uol.com.br/experimentos-quimica/teste-chama.htm, acesso em 10/06/2018
http://www.ebah.com.br/content/ABAAAA7SMAE/espectros-atomicos, acesso em 10/06/2018