RELATÓRIO DA AULA PRÁTICA 3: COR DA CHAMA NA PRESENÇA DE SAIS

UNIVERSIDADE FEDERAL DE MATO GROSSO

INSTITUTO DE ENGENHARIA

CAMPUS VÁRZEA GRANDE

RELATÓRIO DA AULA PRÁTICA 3:

COR DA CHAMA NA PRESENÇA DE SAIS

EDER VINÍCIUS

ELIMAR ABREU

EMILLYN VIANA

LUCAS MAIA

MAHANY GARCIA

MATHEUS LOPES AMARAL

CUIABÁ – 2016

SUMÁRIO                        

1        INTRODUÇÃO        

2        OBJETIVOS        

3        PARTE EXPERIMENTAL        

3.1        EXPERIMENTO 1 – TESTE DE CHAMA DE SAL CONHECIDO        

3.2        EXPERIMENTO 2 – IDENTIFICAÇÃO DE UMA SUBSTÂNCIA QUÍMICA        

4        RESULTADOS        

4.1        EXPERIMENTO 1        

4.2        EXPERIMENTO 2        

5        DISCUSSÃO        

5.1        EXPERIMENTO 1        

5.2        EXPERIMENTO 2        

6        CONCLUSÃO        

7        QUESTIONÁRIO        

8        REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS        

1. INTRODUÇÃO

Desde a invenção da pólvora negra no século IX pelos chineses, sabe-se que determinados materiais, quando queimados, produzem chamas coloridas. Foram, porém os italianos e alemães que, na Idade Média, deram mais cores e efeitos às chamas. Eles aprenderam a adicionar compostos metálicos na pólvora, obtendo variada gama de cores e efeitos (GRACETTO,2005). 

Conforme Rutherford, o núcleo do átomo é formado por prótons e ao redor do núcleo estão os elétrons (MOLINA,2003). Em 1900, Planck já havia admitido à hipótese de que a energia não seria emitida de modo contínuo e propôs que a energia era liberada ou absorvida pelos átomos dos corpos aquecidos em “pacotes” de energia de valores mínimos. A cada pacote de energia foi dado o nome de quantum (FELTRE, 2004).

Segundo Garritz Ruiz (2002), Bohr, propôs que um átomo só pode perder energias em certas quantidades, discretas e definidas. A partir desta proposição, surge uma explicação a nível eletrônico, que daria origem à teoria atômica de Bohr:

Um átomo só pode perder energia em quantidades discretas e definidas, sendo assim, os elétrons só podem existir em uma série de níveis discretos e definidos de energia. Quando um elétron absorve mais energia do que a energia definida que já possui, ele passa a ocupar um nível maior de energia, realizando o chamado de salto quântico.

        Os elétrons são atribuídos às camadas (definidas pelo número quântico “n”) de energia cada vez mais elevada. Em uma determinada camada, os elétrons são atribuídos às subcamadas (definidas pelo número quântico I) de energias sucessivamente mais altas. Os elétrons são atribuídos de tal maneira que a energia total do átomo é tão baixa quanto possível (KOTZ, 2009).

        Porém, o átomo não permanece estável quando realiza este salto quântico, e tende a liberar esta energia e voltar a seu nível inicial de energia. Ao voltar ao seu nível inicial de energia, a energia absorvida é liberada em forma de luz, de cor característica do elemento deste átomo e diretamente relacionada com a energia característica de absorção deste elemento. Os pacotes de energia mínima liberada são chamados fótons. A energia de um fóton é calculada pela diferença entre a energia superior e a energia inferior (ATKINS,2000).

        Estas teorias são hoje comprovadas a partir de cálculos e experimentos. Entre eles, está o teste de chama. Neste experimento, sais (principalmente os que possuem ânions voláteis na chama oxidante, como o cloro, por exemplo) são expostos à chama. Na chama, absorvem energia em forma de calor e esta energia provoca a excitação dos elétrons, forçando-os a realizar o salto quântico. Ao retornarem ao seu estado inicial de energia, liberam fótons de luz de cores características a cada elemento (ATKINS, 2006).

Por isso, a alteração da coloração da chama na presença de sais é devido ao fato de certa quantidade de energia são fornecidos a um determinado elemento químico, alguns elétrons da última camada de valência absorvem esta energia passando para um nível de energia mais elevado, produzindo o estado excitado. Quando um desses elétrons excitados retorna ao estado fundamental, ele libera a energia recebida anteriormente em forma de radiação (RUSSELL, 1994).

1. OBJETIVOS

Identificar a presença de alguns íons metálicos presente na amostra atraves da coloração apresentada pela chama, com base no espectro de emissão característico de cada elemento.   

1.  PARTE EXPERIMENTAL

A parte experimental foi segmentada em dois experimentos, dos quais foram utilizados os materiais citados abaixo:

• Solução de sulfato de lítio;
• Solução de carbonato de sódio;
• Solução de cloreto de potássio;
• Solução de cloreto de cálcio;
• Solução de acetato de estrôncio;
• Solução de cloreto de bário;
• Solução de sulfato de cobre;
• Solução de nitrato de chumbo;
• Solução concentrada de HCl;
• Amostra desconhecida “D”;
• Béquer de 50 mL;
• Bico de Bunsen;
• Tubos de ensaio;
• Fio de platina.

1.  EXPERIMENTO 1 – TESTE DE CHAMA DE SAL CONHECIDO

        

        Distribuídas às soluções, conforme tabela 1, em tubos de ensaios classificados, o bico Bunsen foi ajustado para realização do ensaio de chama das respectivas amostras, aguardando até o momento em que a chama obtivesse a coloração azulada. O fio de platina foi imposto à limpeza, submerso em solução de HCl (ácido clorídrico) para retiradas das impurezas nele contidas, pois sendo HCl  um ácido forte e volátil, ele dissolve resíduos presentes no fio e quando é exposto em chama é volatilizado levando consigo os resíduos na forma de cloreto. Levando o fio de plantinha à chama e aquecendo-o na zona de fusão, realizando o procedimento de limpeza em triplicata, sendo possível observar a limpeza completa do fio de platina com a não alteração da chama.