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

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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