O TESTE DA CHAMA

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UFES - UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO

CCE - Centro de Ciências Exatas

Departamento de Química
Disciplina: Química Experimental

Professor(a): Felipe Augusto Moro Loureiro

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PRÁTICA 2: TESTE DA CHAMA

Grupo

Fernando Bisi

Daniel Bicalho

Luiz Felipe Boina

Gabriel Pietroluongo

Matheus Vicente Delunardo

Vitória, 22 de Maio de 2017.

SUMÁRIO

1. OBJETIVO        3

2. INTRODUÇÃO TEÓRICA        3

3. PARTE EXPERIMENTAL        5

4. RESULTADOS E DISCUSSÃO        5

5. CONCLUSÃO        9

6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS        9

1. OBJETIVO

• Conhecer as regiões do espectro eletromagnético.
• Utilizar corretamente o bico de bunsen.
• Identificar e caracterizar as zonas da chama.
• Observar o fenômeno da emissão luminosa por excitação e utilizar deste para identificar, pela cor chama, a presença dos elementos químicos metálicos presentes nos sais.

2. INTRODUÇÃO TEÓRICA

O elétron possui uma característica muito importante: um nível energético bem definido. Quando esse elétron recebe energia suficiente, ele pode passar de um estado energético mais baixo para outro mais alto. Porém, esse novo estado energético não é estável, e os elétrons acabam voltando quase imediatamente para seu estado original de baixa energia. A energia que foi adquirida anteriormente, conforme Lavoisier, tem que se transformar de alguma forma, e essa forma é a forma eletromagnética (luminosa).

O teste de chama é utilizado para encontrar íons metálicos. Esses íons são muitas vezes encontrados em sais, como o Cloreto de Sódio (NaCl), Cloreto de Potássio (KCl), etc., e eles podem ser identificados pela coloração que for observada ao queimá-los. Contudo, esse experimento não funciona para todos os metais, pois alguns metais, quando excitados, emitem ondas eletromagnéticas que encontram-se fora do espectro visível (figura 1) ou são da mesma coloração que a própria chama.

A cor dessa emissão depende do elemento em questão, e vai se relacionar com a diferença de energia entre os subníveis onde se encontra o elétron excitado e não-excitado. Um exemplo é o Na (Sódio) que possui a distribuição eletrônica a seguir: 1s2 2s2 2p6 3s1. Portanto, o elétron na última camada se encontra na subnível 3s, e este, ao receber energia suficiente, pode ir momentaneamente para o subnível 3p. A diferença, neste caso, entre a energia do subnível p e o subnível s correlaciona-se ao comprimento de onda no espectro eletromagnético. Quanto maior for essa diferença de energia, menor o comprimento de onda e maior a frequência, e isso define a cor.

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Figura 1: O espectro de cores visíveis a olho humano

3. PARTE EXPERIMENTAL

Os preparos para o experimento foram: limpar as vidrarias e um bastão com fio de platina ou níquel-cromo, separar aproximadamente 500 mg dos sais metálicos Cloreto de Cálcio (CaCl), Cloreto de Bário (BaCl2), Cloreto de Estrôncio (SrCl2), Cloreto de Sódio (NaCl) e Cloreto de Potássio (KCl), e produzir soluções aquosas destes.

Quantidade de sais utilizados em cada solução

Sais	CaCl	BaCl2	SrCl2	NaCl	KCl
Peso(mg)	530	500	492	521	518

Com as soluções prontas, utilizando um bastão com fio de platina ou níquel-cromo, colheu-se uma pequena quantidade das soluções, que foi colocada na chama de um bico de Bunsen (previamente aceso pelo professor responsável pelo experimento). Ao transitar entre zonas oxidante e redutora da chama do bico, foi observado que a solução emitia uma chama ou faísca com cor característica. Depois da queima, limpava-se o fio de platina em solução de HCl 6,0 mol/L e o aquecia novamente na chama para remover o HCl.

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