O Experimento Nº 05 - Reações dos Metais Alcalinos e Propriedades dos Hidróxidos de Metálicos

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Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia do Ceará Graduação Licenciatura em Química

Disciplina: Laboratório de Química Inorgânica Professor: Marcelo Monteiro Valente Parente

Experimento Nº 05

Ensaio em Chama

Equipe

Andresson Ferreira Lopes

Vaníria de Fátima Mendes de Lima

SUMÁRIO

1. INTRODUÇÃO        2
2. OBJETIVOS        4
3. MATERIAIS E MÉTODOS        5
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES        7

1. QUESTIONÁRIO.        11
2. CONCLUSÕES        14
3. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS.        15

1. INTRODUÇÃO

De acordo com Kotz et al (2016 p. 273), grande parte do entendimento fundamental sobre estrutura atômica tem origem no conhecimento da forma como os átomos interagem com a radiação eletromagnética. O autor Skoog et al (2006, p. 671) afirma que a radiação eletromagnética é uma forma de energia que pode ser transmitida através do espaço a velocidades enormes. Diferentemente das ondas sonoras, a luz não requer nenhum meio físico para a sua transmissão, já que ela facilmente se propaga no vácuo. Ao se comparar as velocidades, nota-se que a luz se propaga cerca de um milhão de vezes mais rápido que o som. A radiação eletromagnética é caracterizada pelo seu comprimento de onda, frequência e um dos exemplos desse tipo de radiação é a luz visível.

Quando se fala em radiação eletromagnética existe uma classificação de acordo com o comprimento de onda em que a radiação analisada se encontra, sendo mais energética radiações que se encontram na região do ultravioleta (UV, λ < 400 nm), exemplo que esse tipo de radiação pode ser encontrada nos raios solares. A região visível (Vis, 400 nm ≤ λ ≤ 700 nm) apresenta energia menor do que o ultravioleta e essa radiação pode ser detectada pelo olho humano na forma das cores, sendo que dentro dessa região se observa uma diminuição de energia da cor violeta para a cor vermelha. Outra região bastante conhecida da radiação eletromagnética se refere a região do infravermelho (IV,

λ > 700 nm), ela possui energia menor do que o visível e não pode ser detectada pelo olho humano (SKOOG et al, 2006).

Os cientistas observaram que informações importantes sobre a natureza da radiação eletromagnética poderiam ser obtidas através da observação de objetos aquecidos, uma vez que em altas temperaturas um objeto aquecido demonstra um brilho com muita intensidade (o fenômeno denominado de incandescência). Quando a temperatura continua a ser aumentada, o objeto aquecido passa a brilhar com mais intensidade e a cor emitida muda do vermelho para o laranja, depois passa a ser amarelo, até chegar à cor branca. Para explicar o que causaria a mudança de cor de um objeto aquecido, os cientistas mediram a intensidade da radiação em cada comprimento de onda e repetiram essas medidas usando diferentes temperaturas. Esses experimentos acabaram resultando em uma das maiores revoluções já ocorridas na história da ciência que foi a “catástrofe do ultravioleta", pois segundo a Física Clássica qualquer corpo-negro que estivesse em uma temperatura acima de zero deveria emitir radiação ultravioleta intensa,

além de raios-X e raios γ. Para resolver esse problema, Max Planck propôs que a interação entre energia e matéria ocorreria através da absorção de pacotes discretos de energia (chamadas fótons ou quanta) (ATKINS; JONES, 2014 p. 8).

É possível relacionar a energia de um fóton com seu comprimento de onda, frequência ou número de onda através da equação a seguir:

E = hν =

---

ℎ𝑐

λ  = hcν̅[pic 2]

onde que h é a constante de Planck (6,63x10-34 J.s), c é a velocidade da luz (3x108 m/s), ν̅ se refere ao número de onda, ν é a frequência e λ é o comprimento de onda da radiação. Diferente de ν̅ e ν, o comprimento de onda (λ) é inversamente proporcional à energia, por isso quanto maior a energia menor será o seu comprimento de onda (SKOOG et al, 2006 p. 673).

A teoria proposta por Planck teve bastante aplicações na ciência, sendo que um dos usos mais comuns é para a espectroscopia de emissão usando chama. Nesse tipo de espectroscopia usa-se uma chama como fonte de energia para causar a excitação dos elétrons presentes na espécie de interesse do nível de menor energia (fundamental) para um nível de maior energia, sendo que ao retornarem para o nível fundamental os elétrons liberam energia na forma de luz que muitas vezes se encontra dentro do espectro visível. É possível obter informações sobre a espécie química presente na amostra através da cor emitida uma vez que cada elemento químico tem uma distribuição distinta de elétrons em níveis de energia (SKOOG et al, 2006 p. 675).

Nesse sentido, o autor Mendes (2005) relata que no grupo dos metais alcalinos não é difícil conseguir excitar elétrons a níveis mais altos de energia e assim produzir cores no visível relacionado a cada metal quando aquecidos usando a chama de um bico de Bünsen muito comum no teste da chama. De acordo com King (1981, p. 217), o sódio (Na) produz uma chama amarela persistente e característica, causada pela emissão de luz de comprimento de onda entre 5,890 e 8,896 Å (angstrom), sendo que mesmo ao se queimar pequenos vestígios de sódio é possível observar uma chama de coloração amarelo-forte. Já o potássio (K) quando aquecido em uma chama demonstra uma cor levemente violeta, que acaba sendo facilmente mascarada na presente de sódio, uma vez que o potássio emite radiação luminosa nos comprimentos de onda de 4,045 (violeta) e

7,699 Å (vermelha). Para evitar esse problema, pode-se usar vidro de cobalto para bloquear a luz amarela do sódio e permitir que seja observada apenas a cor do potássio.

1. OBJETIVOS

• Identificar a presença de alguns elementos químicos através do teste da chama por uma fonte de calor alternativa (Bico de Bunsen).

1. MATERIAIS E MÉTODOS

1. Material utilizado:

• Tubo de ensaio;
• Estante para tubos de ensaio;
• Haste de liga de níquel-cromo;
• Bico de Bunsen;
• Pipeta graduada com pêra de sucção.

1. Reagentes utilizados:

• Cloreto de cobalto – CoCl2;
• Sulfato de cobre – CuSO4;
• Cloreto de cálcio – CaCl2;
• Zinco metálico em pó – Zn;
• Cloreto de potássio – KCl;
• Esferas de chumbo metálico;
• Cloreto de mercúrio – HgCl2;
• Cloreto de bário – BaCl2;
• Cobre em pó – Cu;
• Magnésio aparas – Mg;
• Ácido clorídrico 3N – HCl.

Procedimento:

1. Com o auxílio de uma pipeta graduada e uma pêra de borracha, foi adicionado cerca de 2mL de HCl 3N em um tubo de ensaio pequeno segurado por uma estante para tubos de ensaio.

• Foi realizada a limpeza do bastão com alça de platina ou liga [Ni-Cr], introduzindo-o no tubo de ensaio com HCl e depois aquecido em uma fonte de calor Bico de Bunsen, esse procedimento era repetido até que a chama não alterasse a cor.

1. Após a limpeza da haste, foi usado um vidro de relógio para pegar as amostras dos reagentes que seriam utilizados no ensaio, com a haste previamente umedecida em ácido clorídrico.
2. Em seguida, a haste com a amostra foi colocada na base da chama na chama, e observado a cor características para os seguintes reagentes: CoCl2; CuSO4; CaCl2; Zinco metálico em pó; KCl; esferas de chumbo metálico; HgCl2; BaCl2.
3. Após cada teste realizado, a haste era lavada novamente no HCl. Tomando cuidado para não contaminar o ensaio e as outras amostras.
4. Uma vez que o gás da fonte de calor acabou, foi feita uma alteração no procedimento experimental e passou-se a realizar a combustão das amostras de sais restantes em algodão embebido em álcool, procedendo o ensaio com o restante dos reagentes que faltavam: Cobre em pó e o magnésio em aparas.

1. RESULTADOS E DISCUSSÕES

Durante o experimento do teste de chama foram conduzidos ensaios usando de diferentes amostras sólidas de sais, onde foram observados os seguintes resultados apresentados na Tabela 1:

Tabela 1: resultados observados pelos alunos durante o experimento.

Nº	Amostras	Coloração dos cátions e dos metais na Literatura	Cores Observadas
1	CoCl2	Vermelho Claro	Vermelho Claro
2	CuSO4	Azul Celeste	Azul Celeste
3	CaCl2	Vermelho Claro	Vermelho Claro
4	Zinco	Verde Azulado	Azul Claro
5	KCl	Violeta	Rosa
6	Chumbo	Azul Claro	Azul Claro
7	HgCl2	Azul Claro	Azul Claro
8	BaCl2	Verde Amarelado	Verde Limão
9	Cobre em pó	Azul celeste	Verde
10	Magnésio	Branco	Branco

Ao comparar as cores observadas durante o experimento com as cores que seriam esperadas de acordo com a literatura, pode-se observar que há uma mudança em comparação com a teoria, por conta da luz do ambiente, e até mesmo a cor da chama do gás que foi utilizado, uma vez que a chama azul provocada pela combustão completa do gás de isqueiro (butano) pode confundir a leitura de alguns sais ou elementos químicos, obtendo um resultado diferente do esperado.