UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA – UESB

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA E EXATAS- DQE

DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL I

DOCENTE: NÁDIA MACHADO de ARAGÃO

CURSO: BACHARELADO EM QUÍMICA 2012.2

TESTE DE CHAMA

Júnio Amaral .

Jequié-BA,

Outubro de 2012.

Sumário

Página

1. Introdução ---------------------------------------------------------------------------------03

2. Objetivo ------------------------------------------------------------------------------------04

3. Procedimento Experimental ----------------------------------------------------------05

3.1 Materiais e Reagentes ------------------------------------------------------------05

3.2 Método --------------------------------------------------------------------------------06

4. Resultados e Discussão --------------------------------------------------------------07

5. Conclusão --------------------------------------------------------------------------------09

6. Anexo-- ------------------------------------------------------------------------------------10

7. Referências Bibliográficas ------------------------------------------------------------11

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1. Introdução

Em 1913, Bohr refletiu sobre o dilema do átomo estável. Ele imaginou que deveriam existir princípios físicos ainda desconhecidos que descrevessem os elétrons nos átomos. Embora se tenha demonstrado que a teoria de Bohr apresenta sérias imperfeições, Bohr foi suficientemente corajoso para questionar a física clássica e seu trabalho encorajou outros a descobrirem porque a física clássica é falha para partículas pequenas.

Bohr começou admitindo que um gás emite luz quando uma corrente elétrica passa através deste, devido aos elétrons em seus átomos primeiro absorverem energia da eletricidade e posteriormente liberarem aquela energia na forma de luz. Ele imaginou, contudo, que a radiação emitida é limitada para um certo comprimento de onda. Havia somente uma explicação racional para os discretos comprimentos de onda; ele deduziu que, em um átomo, um elétron não está livre para ter qualquer quantidade de energia. Preferencialmente, um elétron em um átomo pode ter somente certas quantidades específicas de energia; isto é, a energia de um elétron em um átomo é quantizada.

Bohr descreveu a origem do espectro de linhas como segue: de todos os valores de energias quantizadas, um elétron em um átomo pode ter somente um valor de energia. Ele estabeleceu que um átomo tem um conjunto de energias quantizadas, ou níveis de energia, disponível para seus elétrons. Posteriormente, só um certo número de elétrons pode ter energia particular, isto é, cada nível de energia tem uma “população” máxima de elétrons. Um átomo está normalmente em seu estado fundamental, o estado no qual todos os seus elétrons estão nos níveis de energia mais baixo que lhes são disponíveis. Quando um átomo absorve energia de uma chama ou descarga elétrica, alguns de seus elétrons ganham energia e são elevados a um nível de energia maior, o átomo é agora dito estar em um estado excitado, ao retornarem aos níveis de menor energia liberam energia na forma de luz. Como a cor da luz emitida depende da diferença da energia entre os níveis envolvidos na transição e como essa diferença varia de elemento para elemento, a luz apresentará cor característica para cada elemento químico. Alguns dos níveis de energia mais baixos ficam livres e, assim, um elétron pode cair de um nível mais alto para um nível de energia mais baixo. Quando isso acontece, a energia é liberada do átomo. De acordo com Bohr, a energia é liberada na forma de fóton de radiação eletromagnética. 1

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2. Objetivo

Esse experimento tem como objetivo observar o salto quântico e identificar a cor característica de certos sais de metais quando aquecidos numa chama.

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3. Procedimento Experimental:

3.1. Materiais e Reagentes

Espátula de fio de cromo;

Bico de Bunsen;

Béquer ;

Vidros de relógio;

Ácido Clorídrico concentrado;

Sal de bário;

Sal de sódio;

Sal de cálcio;

Sal de cobre;

Sal de potássio;

Sal de lítio;

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3.2 Método

Inicialmente colocou-se uma pequena quantidade dos sais de metais a serem utilizados em vidros de relógio separadamente. Em seguida aproximadamente quatro mililitros (4ml) de ácido clorídrico concentrado (HCl) no becker manuseado na capela com o exaustor ligado devido ao mesmo ser corrosivo e volátil. Acendeu-se a chama do bico de Bunsen, pegou-se a espátula de fio de cromo contendo uma argolinha na ponta, umedeceu-a na solução do ácido clorídrico concentrado e posteriormente foi aquecida na chama para retirada de possíveis resíduos de analitos anteriores. Após a retirada dos resíduos, a espátula foi umedecida novamente no ácido e mergulhada na amostra de sal de cobre (Cu). Em seguida a espátula contendo o sal de cobre foi colocada na chama na parte azul clara para observar a cor produzida.

Repetiu-se o procedimento anterior, porém utilizando outros sais de metais como: sal de bário (Ba), sal de sódio (Na), sal de cálcio (Ca), sal de potássio (K) e sal de lítio (Li).

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4. Resultados e Discussão

Após a realização do teste de chama, notificou-se que cada elemento foi

capaz de demonstrar uma coloração resultante, porém não foi possível identificar a

cor do sal de bário porque aparecia uma cor amarelada que a mascarava. Trocou e

limpou-se a espátula de fio de cromo mesmo assim não conseguiu identificar a cor

do sal, mas consoante à literatura química a cor é verde. A radiação liberada por

alguns elementos possui comprimento de onda na faixa do espectrovisível, ou seja,

o olho humano é capaz de enxergá-las através de cores.

Assim, foi possível identificar os cátions dos sais estudados, devido à cor

característica que produziram quando aquecidos na chama. Isso ocorre devido aos

elétrons nos átomos movimentarem-se ao redor do núcleo em trajetórias circulares,

chamadas de camadas ou níveis; cada um desses níveis possui um valor

determinado de energia; não é permitido a um életron permanecer entre dois desses

níveis; um életron pode passar de um nível para outro de maior energia, desde que

absorva energia externa (elétrica, luz,calor etc.). Quando isso acontece,dizemos que

o elétron foi excitado. Comprovada pela teoria de Bohr, a cor no teste da chama é

uma característica dos átomos do elemento químico analisado, como se demonstra

na tabela abaixo que apresenta os resultados obtidos neste experimento.

Tabela 1: experimento

ELEMENTO COR

Sal de cobre Azul-esverdeada

Sal de cálcio Vermelho

Sal de bário **

Sal de sódio Amarela

Sal de lítio Rosa-avermelhado

Sal de potássio Violeta

** não foi possível identificar a cor .

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Tabela 2: literatura química

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ELEMENTO COR

Sal de cobre Azul-esverdeada

Sal de cálcio Vermelho- tijolo

Sal de bário Verde

Sal de sódio Amarela

Sal de lítio Rosa-avermelhado

Sal de potássio Violeta

5. Conclusão

Concluiu-se que quando os sais de metais foram submetidos ao teste de chama, o calor produzido na chama excitou os elétrons, isto é, fez com que passassem para níveis de maior energia e ao voltarem aos níveis iniciais, liberaram essa energia na forma de luz. Um elemento químico tem sua cor características no espectro atômico já que um elétron em um átomo pode ter somente um valor de energia. Através do teste de chama os resultados foram alcançados, mas sugere-se que um novo procedimento seja feito com o íon de sal de bário.

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6. Anexo

Apresente uma correlação entre as cores observadas e a teoria atômica de Bohr.

Segundo o modelo atômico de Bohr, quando os elementos químicos são colocados na chama, o calor excita os elétrons, isto é, faz com que passem para níveis de maior energia. Ao voltarem aos níveis iniciais, liberam energia na forma de luz. Como a cor da luz emitida depende da diferença de energia entre os níveis envolvidos na transição e como essa diferença varia de elemento para elemento, a luz apresentará cor característica para cada elemento químico. Essa energia é liberada na forma de fóton de radiação eletromagnética desde que os níveis mais alto e mais baixo de energia sejam ambos quantizados, a diferença de energia entre eles precisa também ser quantizada, como precisa ser a energia de um fóton de energia eletromagnética irradiada quando o elétron cai de um nível mais alto para outro mais baixo quantizado. Isto significa que, devido à relação simples entre a energia e o comprimento de onda de um fóton, o comprimento de onda da radiação precisa também ser quantizado.

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7. Referências Bibliográficas

1RUSSEL, J. B. Química geral. Vol.1. 2ª ed. São Paulo: Makro Books,1994.p.232-233.

PERUZZO, F.M., CANTO, E.L.do. Química na abordagem do cotidiano. Química Inorgânica. Vol.1. 2ª ed. São Paulo: Moderna, 1998.p. 98-99.

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