Relatório Química II - Teste de Chama

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UNIVERSIDADE DE MOGI DAS CRUZES 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE QUÍMICA II 
TESTE DE CHAMA 
Alunos: 
Bruna S. Dias RGM: 11161502411 
Jéssica Lopes Almeida Santos RGM: 11161504586 
João Vitor Ferreira dos Passos RGM: 11161502126 
Letícia Marianne O. F. Lima RGM: 11161100101 
Mayre Naomi Ueda RGM: 11161103532 
Turma: Engenharia Química e Produção 
Disciplina: Química Geral e Experimental 
Professor: Sérgio Luiz Pavanatti 
 
 
 
 
 
 
 
 
MOGI DAS CRUZES – SP 
AGOSTO DE 2016 
 
 
SUMÁRIO 
 
1. OBJETIVO ........................................................................................................ 3 
2. INTRODUÇÃO ................................................................................................ 3 
3. PARTE EXPERIMENTAL .............................................................................. 4 
3.1. MATERIAIS .................................................................................................................... 4 
3.2. REAGENTES .................................................................................................................. 4 
3.3. PROCEDIMENTO .......................................................................................................... 5 
4. RESULTADOS ................................................................................................. 6 
5. DISCUSSÃO ..................................................................................................... 6 
6. CONCLUSÃO .................................................................................................. 7 
7. REFERÊNCIAS ................................................................................................ 7 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1. OBJETIVO 
O objetivo desse experimento foi detectar a presença de alguns íons metálicos em função do 
espectro de emissão típico de cada elemento. 
2. INTRODUÇÃO 
Precedendo a Teoria de Niels Bohr, um físico dinamarquês, Max Planck revolucionou a física 
com conceitos da teoria quântica, afirmando que, uma matéria poderia absorver ou emitir 
energia em poucas quantidades (Quanta), mais conhecida atualmente como fóton. Bohr 
utilizou tais informações para aperfeiçoar a teoria atômica proposta por Rutherford (sistema 
planetário), que não explicava os motivos dos elétrons permanecerem em orbita constante. 
Com isso, Bohr afirmou que os elétrons circundavam um núcleo atômico pequeno, carregado 
positivamente. 
Sendo assim, o físico dinamarquês desenvolveu seu modelo atômico de quatro postulados, 
ganhando, posteriormente, o prêmio Nobel de física em 1922. 
1- Um elétron em um átomo se move em órbita circular ao redor do núcleo sob a influência da 
atração coulombiana entre o elétron e o núcleo, obedecendo às leis da mecânica clássica. 
2- Em vez de infinitas órbitas, possíveis na mecânica clássica, um elétron se move apenas em 
uma órbita na qual seu movimento angular é múltiplo inteiro de ħ (constante de Planck h = 
6,63x10-34 J.s, dividida por 2π). 
3- A energia total do elétron permanece constante. Isso ocorre porque o elétron que se move 
em uma órbita não emite radiação eletromagnética. 
4- É emitida radiação eletromagnética se um elétron, que se move inicialmente sobre uma 
órbita de energia total Ei, muda seu movimento descontinuamente de forma a se mover em 
uma órbita de energia total Ef. A frequência da radiação emitida é igual à quantidade 
(Ei - Ef ) dividida pela constante de Planck h, ou seja: 
 
 
 
 
Salto quântico 
4 
 
 
O salto quântico é caracterizado, em física e química, pelo ganho de energia de uma partícula, 
em que há a aceleração no movimento dos elétrons e, consequentemente, o afastamento do 
núcleo. Tal afastamento se dá em forma de “saltos”- do nível 1 para o 2(de K para L), de 2 
para 3(de L para M), e assim por diante. 
O retorno dos elétrons às suas posições iniciais libera a energia consumida para a realização 
do salto, onde esta é liberada na forma de fóton, responsável pela emissão de luz. Sendo 
assim, os elétrons mais próximos ao núcleo necessitam de maior energia e seus fótons criam 
ondas de menor comprimento, sendo próximos à luz violeta, ultravioleta, raio x e etc. Já os 
elétrons mais afastados do núcleo necessitam de pouca energia para saltar em direção às 
camadas externas, e, o retorno destas, produz ondas de maior comprimento, vibrando na cor 
vermelha. 
Portanto, os elétrons mais próximos ao núcleo necessitam de mais energia (e vice-versa) 
devido à atração entre os prótons do núcleo e os elétrons da nuvem eletrônica, ou seja, quanto 
mais próximo estiverem os íons, maior será a atração pelo núcleo e maior será a energia 
utilizada para o salto. 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
3.1. MATERIAIS 
 Bico de Bunsen 
 Fio metálico (níquel-cromo) 
 Pinça de madeira 
3.2. REAGENTES 
 Ácido Clorídrico 1 mol L-1 (HCl) 
 Cloreto de Bário 0,1 mol L-1 (BaCl2) 
 Cloreto de Cálcio 0,1 mol L-1 (CaCl2) 
 Cloreto de Cobre 0,1 mol L-1 (CuCl) 
 Cloreto de Estrôncio 0,1 mol L-1 (SrCl2) 
 Cloreto de Lítio 0,1 mol L-1 (LiCl) 
 Cloreto de Potássio 0,1 mol L-1 (KCl) 
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 Cloreto de Sódio 0,1 mol L-1 (NaCl) 
3.3. PROCEDIMENTO 
1. Com o auxilio da pinça de madeira, prendeu-se o fio metálico (níquel-cromo); 
2. Acendeu-se o bico de Bunsen de maneira a produzir uma chama azul; 
3. Limpou-se o fio, passando-o sobre a chama e, em seguida mergulhando-o na solução 
de Ácido Clorídrico. Repetiu-se este procedimento até que a chama se apresentasse em 
sua cor original (azul); 
4. Introduziu-se o fio em um dos sais e colocou-se na chama, observando a coloração que 
a mesma passava a apresentar; 
5. Limpou-se o fio metálico novamente utilizando o HCl e passando-o sobre a chama; 
6. Repetiu-se o procedimento com cada um dos sais, para que a coloração da chama 
fosse observada. 
 
Figura 1: Representação do Procedimento experimental. 
 
 
 
 
 
 
Fio Metálico 
Fio Metálico 
Fio Metálico 
Bico de Bunsen 
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4. RESULTADOS 
Os resultados obtidos durante a realização do ensaio estão expressos na tabela a seguir: 
Tabela 1: Coloração da chama do bico de Bunsen na presença de alguns sais. 
Sal Coloração da chama 
BaCl2 Verde claro 
CaCl2 Laranja 
CuCl2 Verde água 
KCl Violeta 
LiCl Vermelho escuro 
NaCl Laranja amarelado 
SrCl2 Vermelho 
Os dados tabelados da literatura são: 
Tabela 2: Ocorrência das linhas do espectropara alguns elementos. (VOGEL, 1981) 
Elemento Descrição 
Bário (Ba) Verde ou Azul (fraca) 
Cálcio (Ca) Laranja, verde amarelada ou violeta (fraca) 
Potássio (K) Violeta ou vermelho 
Lítio (Li) Vermelho ou laranja (fraca) 
Sódio (Na) Amarelo 
Estrôncio (Sr) Vermelha, Laranja ou Azul 
 
5. DISCUSSÃO 
Por meio do experimento realizado no laboratório, pode-se verificar uma propriedade muito 
característica dos elementos químicos utilizados, que é a emissão de luz quando submetidos a 
uma fonte de energia em forma de calor. A chama do bico de Bunsen excita os elétrons 
fazendo com que estes deem um salto quântico passando para um nível mais energético. Foi 
necessário expor as gotas das soluções na chama azul, que é a chama oxidante, que chega a 
aproximadamente 1540 °C, temperatura que fornece energia suficiente para excitar os elétrons 
dos metais envolvidos. A quantidade de energia envolvida é bem definida (quantum) que é 
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equivalente a diferença energética entre as camadas. Quando o elétron está no estado excitado 
e volta para a sua órbita estacionaria ele libera energia na forma de ondas eletromagnéticas 
(luz) de frequência característica do elemento, e cada frequência corresponde um 
comprimento de onda, o que lhe confere coloração típica. De acordo com Bohr o átomo só 
pode perder energia em certas quantidades discretas e constantes, e isso sugere que os átomos 
possuem níveis com energia definida. Essas teorias de Bohr hoje são comprovadas a partir de 
cálculos e experimentos.Entre eles está o teste da chama, que apresenta cores bem evidentes, 
tornando possível a identificação dos elementos. Comparando os resultados observados pelo 
grupo com a literatura, nota-se que estão bem próximos. Porém os sais analisados estavam em 
soluções de baixa concentração, o que influenciou e dificultou a observação da cor da chama, 
o ideal era a utilização de amostras no estado sólido, na forma de sais cristalizados. 
6. CONCLUSÃO 
Pode-se concluir que a hipótese da teoria de Bohr foi comprovada na prática desse 
experimento, pois por meio da observação das cores pode-se constatar que os átomos liberam 
a energia em forma de luz de maneira bem característica. E os resultados podem ser 
considerados satisfatórios, uma vez que cada elemento apresentou a coloração descrita na 
teoria (Tabela 2), sendo possível detectar a presença dos íons metálicos típicos, mesmo as 
amostras estando em soluções aquosas. 
7. REFERÊNCIAS 
BRADY, JAMES e SENESE, FRED. Química - A matéria e suas transformações. Capítulo 7- 
Volume 1- 5ª Edição. 
CAVALCANTE, Kleber G. "Postulados de Bohr"; Brasil Escola. Disponível em 
<http://brasilescola.uol.com.br/fisica/postulados-bohr.htm>. Acesso em 30 de agosto de 2016. 
RUSSELL, John B.; Química Geral vol.1, São Paulo: Pearson Education do Brasil, Makron 
Books, 1994. 
VOGEL, Arthur Israel. Química analítica qualitativa. 5ª edição – Editora Mestre Jou – São 
Paulo.