Relatório Teste de Chama

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Universidade Estadual do Sudoeste da Bahia – Campus Jequié
Departamento de Ciências e Tecnologias – DCT
Disciplina: Química Geral Experimental I – Química
Professor: Djalma Menezes de Oliveira
Aluna: Cinderela Souza Muniz
Atividade: Aula prática Data: 20.09.2021
Teste de Chama
Jitaúna – Bahia
Setembro – 2021
1. INTRODUÇÃO
Nos anos 1900, o físico Max Planck criou o conceito de quantização de
energia, que mais tarde, foi utilizado por Niels Bohr para formular seus
postulados sobre o modelo atômico, onde ficou estabelecido que os átomos
possuem regiões específicas disponíveis para acomodar seus elétrons, chamada
camada de valência.
Usando os conceitos quânticos desenvolvidos para a luz, Bohr propôs os
seguintes postulados para o átomo:
- Elétrons movem-se em órbitas circulares em torno do núcleo do átomo;
- A energia total de um elétron (E total = E potencial + E cinética) não pode
apresentar qualquer valor, mas sim, valores múltiplos de um quantum;
Nota: quantum são as unidades de energia emitidas mediante a radiação
eletromagnética.
- Quando o elétron passa de uma órbita para outra, emite ou absorve um
quantum de energia.
- No estado fundamental (de menor energia), os elétrons ocupam os níveis
mais baixos de energia possíveis. Quando um átomo absorve energia de
uma fonte externa, um ou mais elétrons absorvem essa energia e “pulam”
para níveis mais energéticos (externo) e dizemos que o átomo encontra-se
em um estado excitado.
O quantum dessa energia eletromagnética é chamada de fóton. Essa
energia depende apenas de sua frequência - quanto maior a frequência, menor o
comprimento de onda.
A luz visível compreende a faixa de comprimento de onda de 400 a 750
nm, já a radiação infravermelha (IV), invisível, está compreendida entre 750 a
200.000 nm. A radiação ultravioleta (UV) está entre 10 e 400 nm, conforme
mostra a figura 1.
Figura 1. Comprimentos de Onda
Fonte: Toda Matéria.
A coloração da luz emitida depende da variação de energia envolvida na
transição eletrônica. Essas ondas eletromagnéticas que são liberadas, são
distribuídas em um espectro, onde as cores que são observadas ao excitar os
elétrons estão na região visível do espectro (ATKINS, JONES, 2012).
De acordo com Gracetto, Hioka e Filho, em meados do século XVIII
começaram os estudos sistemáticos de identificação de compostos pelo uso de
chamas, conduzidos mais ou menos de modo simultâneo por vários
pesquisadores. Dos estudos realizados em 1928, que o botânico dinamarquês
Henrik Lundegardh (1888-1969) pode criar o processo de fotometria de chama.
A fotometria de chama é a mais simples das técnicas analíticas baseadas
em espectroscopia atômica, a amostra contendo cátions metálicos é inserida em
uma chama e analisada pela quantidade de radiação emitida pelas espécies
atômicas ou iônicas excitadas (OKUMURA, CAVALHERO E NOBREGA, p. 832,
2004). Tendo como resultado os níveis de radiação emitidos, observando-se as
cores, conforme mostra a figura 2.
Figura 2. Espectros Eletromagnéticos.
Fonte: Brasil Escola.
2. OBJETIVOS
- Identificar cátions através do teste de chama;
- Ilustrar para o aluno os fenômenos energéticos que ocorrem em nível
eletrônico.
3. MATERIAIS E MÉTODOS
3.1) Materiais e Reagentes
- Bastão de Vidro
- Bico de Bunsen
- Béquer
- Pires
- Ácido Clorídrico (HCl(aq))
- Cloreto de Bário (BaCl2)
- Carbonato de Cálcio (CaCl2)
- Cloreto de Manganês (MnCl2)
- Sulfato de Cobre (CuSO4)
- Permanganato de Potássio (KMnO4)
- Cloreto de Lítio (LiCl)
- Cloreto de Estrôncio (SrCl2)
3.2) Procedimento Experimental
1) Acendeu o bico de Bunsen e calibrou a entrada de ar, até obter uma
chama azulada;
2) Limpou o bastão de vidro na solução de ácido clorídrico (HCl₍aq₎);
3) Encostou o bastão de vidro no pó da 1ª amostra (Cloreto de Bário) e levou
até a chama;
4) Limpou o bastão de vidro na solução de ácido clorídrico (HCl₍aq₎);
5) Encostou o bastão de vidro no pó da 2ª amostra (Carbonato de Cálcio) e
levou até a chama;
6) Limpou o bastão de vidro na solução de ácido clorídrico (HCl₍aq₎);
7) Encostou o bastão de vidro no pó da 3ª amostra (Cloreto de Manganês) e
levou até a chama;
8) Limpou o bastão de vidro na solução de ácido clorídrico (HCl₍aq₎);
9) Encostou o bastão de vidro no pó da 4ª amostra (Sulfato de Cobre) e
levou até a chama;
10) Limpou o bastão de vidro na solução de ácido clorídrico (HCl₍aq₎);
11) Encostou o bastão de vidro no pó da 5ª amostra (Cloreto de Lítio) e levou
até a chama;
12) Limpou o bastão de vidro na solução de ácido clorídrico (HCl₍aq₎);
13) Encostou o bastão de vidro no pó da 6ª amostra (Cloreto de Estrôncio) e
levou até a chama;
14) Limpou o bastão de vidro na solução de ácido clorídrico (HCl₍aq₎);
15) Encostou o bastão de vidro no pó da 7ª amostra (Permanganato de
Potássio) e levou até a chama.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
Como previsto no postulado de Bohr, a solução recebeu energia através
do bico de Bunsen, passando do seu estado fundamental para excitado, e ao
retornar, liberou a energia absorvida em forma de fóton. Foram observadas cores
distintas para cada elemento químico, conforme mostra a tabela 1:
Tabela 1. Resultado do teste de chama.
SOLUÇÃO COR OBSERVADA
Cloreto de Bário Laranja esverdeado
Carbonato de Cálcio Vermelho alaranjado
Cloreto de Manganês Verde amarelado
Sulfato de Cobre Azul esverdeado
Cloreto de Lítio Vermelho
Cloreto de Estrôncio Vermelho intenso
Permanganato de Potássio Violeta alaranjada
Fonte: Elaborada pelo autor.
Quando incidimos uma radiação monocromática sobre um dado corpo parte da
radiação é refletida e outra é absorvida. Em quaisquer comprimentos de onda,
fortes refletores são fracos absorvedores e vice‐versa, surgindo a Teoria de
Planck. Para Max Planck, a energia do elétron deve ser quantizada, ou seja, a
energia do elétron só pode variar em saltos, que vai depender da frequência v de
oscilação do elétron. Essa dependência se dar por meio da equação:
E = v x h, onde v= frequência e h= 6,62 x 103 (CONSTANTE DE PLANCK)
Ou seja, cada oscilador pode absorver ou emitir energia em uma quantidade
proporcional a frequência.
As cores puderam ser observadas porque seus comprimentos de onda estão no
espectro visível. Se observarmos o espectro de emissão de cada elemento
químico, verificaremos sua energia de emissão variada. Para essas energias de
emissão, temos diferentes frequências, e para cada uma das frequências,
poderemos determinar o valor da constante de Planck, conforme mostra a tabela
2.
Tabela 2. Constante de Planck
ELEMENTO COR EMITIDA V=FREQUÊNCIA Hz E=VxH J
Bário Verde 6,10 a 5,20 Hz 37,40 x 103 J
Cálcio Vermelho Tijolo 5,03 a 4,82 Hz 32,60 x 103 J
Manganês Verde 5,7 a 6,2 Hz 39,38 x 103 J
Cobre Azul Esverdeado 6,15 Hz 40,71 x 103 J
Lítio Vermelho Carmim 4,59 a 3,82 Hz 26,58 x 103 J
Estrôncio Vermelho 4,82 a 4,60 Hz 31,80 x 103 J
Potássio Violeta 7,69 a 6,65 Hz 47,46 x 103 J
Fonte: Elaborada pelo autor.
Ao analisarmos as cores de acordo a solução utilizada no experimento,
deduzimos que os comprimentos de onda e os cátions dos sais estão associados
conforme radiações apresentado na tabela 3:
Tabela 3. Comprimento de onda das soluções
SOLUÇÃO COMPRIMENTO DE ONDA CÁTION LIBERADO
Cloreto de Bário 450-490 nm Ba2+
Carbonato de Cálcio 450-490 nm Ca2+
Cloreto de Manganês 400-420 nm Mn2+
Sulfato de Cobre 630-720 nm Cu2+
Cloreto de Lítio 490-510 nm Li+
Cloreto de Estrôncio 580-630 nm Sr2+
Permanganato de Potássio 545-580 nm K+
Fonte: Elaborada pelo autor.
Ao comparar os resultados obtidos com a coloração típica de cada
elemento, foi possível perceber a similaridade entre ambos. Como visto na Tabela
3, cada solução liberou um cátion diferente, consequentemente o fóton emitido
por cada um, foi em comprimento de onda característico de cada elemento
químico.
É por esse motivo, que ao colocar, por exemplo, o Cloreto de Lítio na
chama, observou-se uma emissão de luz vermelho intenso, em razão da
presença do cátion Li+, enquanto o Cloreto de Estrôncioliberou o cátion Sr2+, e
também foi observado a emissão da luz vermelha, porém o comprimento de onda
e a frequência é diferente para cada elemento.
No nosso cotidiano podemos nos deparar com situações correntes ao
teste de chama, por exemplo, quando estamos cozinhando e deixamos cair um
pouco de sal de cozinha (NaCl) na boca do fogão, observamos uma coloração
alaranjada, isso se dá porque os elétrons presentes no sal absorvem energia
através da chama do fogão, excitando-o, e emitindo fóton. Também podemos
visualizar essas emissões de fóton por fogos de artifícios, onde são adicionados
compostos químicos na pólvora, obtendo várias gama de cores e efeitos,
conforme mostra a figura 3.
Figura 3: Fogos de Artifícios
Fonte: Química no Cotidiano
5. CONCLUSÕES
O objetivo inicial do experimento foi alcançado com sucesso. Os
resultados encontrados experimentalmente aproximaram-se bastante dos dados
padrões presentes na literatura. Sendo assim, tornou-se possível observar na
prática o fenômeno de emissão luminosa, juntamente com o postulado
apresentado por Bohr.
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
1. BROWN, T.; LEMAY, H. E.; BURRSTEN, B.E.; Química A Ciência Central,
Pearson Prentice Hall, 2005., São Paulo.
2. https://brasilescola.uol.com.br/quimica/espectros-eletromagneticos-estrutu
ra-atomo.htm, acessado em 16 de agosto de 2021.
3. http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc23/a11.pdf, acessado em 17 de agosto
de 2021.
4. https://www.scielo.br/j/qn/a/cnLjSb6BHXFMCw59pgWdNBx/?lang=pt,
acessado em 17 de agosto de 2021.
5. https://biomedicinapadrao.wordpress.com/2011/04/18/fotometria-de-cham
a/, acessado em 17 de agosto de 2021.
6. ATKINS, P.; DE PAULA, J. Atkin e JONES, Loreta, Princípios de Química,
Bookman, 2011
7. https://www.scielo.br/j/bjmbr/a/yHwxKYC66vcQKJN7srKFQcy/ , acessado
em 15 de setembro de 2021.
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/espectros-eletromagneticos-estrutura-atomo.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/espectros-eletromagneticos-estrutura-atomo.htm
http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc23/a11.pdf
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https://biomedicinapadrao.wordpress.com/2011/04/18/fotometria-de-chama/
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https://www.scielo.br/j/bjmbr/a/yHwxKYC66vcQKJN7srKFQcy/