Relatorio de Quimica

Relatorio de Quimica

UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ – UESC

DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS - DCET

Curso de Engenharia de Produção e Sistema

Disciplina: Química Geral

Prof: Cleyde Rancaratti

Semestre 2009.2

RELATÓRIO DE QUÍMICA

Aula Prática 3: TESTE DE CHAMA

Data: 28/09/09

ALUNA: Caroline Cunha

1.INTRODUÇÃO:

O Teste de Chama  é um procedimento utilizado na Química para detectar a presença de alguns íons metálicos, baseado no espectro de emissão característico de cada elemento. O teste envolve a introdução da  amostra em uma chama e a observação da cor resultante. As amostras são manuseadas com fios de níquel-cromo previamente limpos com ácido clorídrico (HCl) para retirar resíduos de soluções anteriores.

O teste de chama é baseado no fato de que quando uma certa quantidade de energia é fornecida a um determinado elemento químico (no caso da chama, energia em forma de calor), alguns elétrons da última camada de valência absorvem esta energia passando para um nível de energia mais elevado, produzindo o que chamamos de estado excitado. Quando um desses elétrons excitados retorna ao estado fundamental, ele libera a energia recebida anteriormente em forma de radiação (Luz). Cada elemento libera a radiação em um comprimento de onda característico, pois a quantidade de energia necessária para excitar um elétron é única para cada elemento. A radiação liberada por alguns elementos possui comprimento de onda na faixa do espectro visível, ou seja, o olho humano é capaz de enxergá-las através de cores. Assim, é possível identificar a presença de certos elementos devido à cor característica que eles emitem quando aquecidos numa chama.

temperatura da chama do bico de Bünsen é suficiente para excitar uma quantidade de elétrons de certos elementos que emitem luz ao retornarem ao estado fundamental de cor e intensidade, que podem ser detectados com considerável certeza e sensibilidade através da observação visual da chama.

O teste de chama é rápido e fácil de ser feito, porém, a quantidade de elementos detectáveis é pequena e existe uma dificuldade em detectar concentrações baixas de alguns elementos, enquanto que outros produzem cores muito fortes que tendem a mascarar sinais mais fracos.

A reprodução desta experiência teve como intuito relacionar a cor da chama obtida pelo aquecimento de soluções de sais com mudanças de níveis energéticos do átomo. Ela foi realizada no dia 28/09/2009, no laboratório de Química Orgânica, com a supervisão da professora Cleyde e do seu assistente Pedro Felipe M. Pedrotti, graduando bacharelado em Engenharia de Produção e Sistemas.

2.MATERIAIS

    • Bico de Bünsen

    • Fios de Níquel Cromo

    • Soluções de cloreto de sódio (NaCl), cloreto de potássio (KCl), cloreto de bário (BaCl2), cloreto de cálcio (CaCl2), sulfato de cobre (CuSO4), cloreto de lítio (LiCl).

    • Ácido Clorídrico

3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Inicialmente, mergulhou-se a ponta do fio de Ni-Cr na solução de HCl e levou-o à chama, para verificar se não estava contaminado. Procedendo esta operação, mergulhou-se o fio nas soluções a serem analisadas e levando-os ao ponto da chama que permitiu a melhor visualização da cor emitida. Entre a comparação de uma substância à outra, o fio era mergulhado na solução de HCl para após a descontaminação ser reutilizado. Repetindo o procedimento a fim de analisar detalhadamente cada solução, anotou-se o nome da substância presente na solução e a coloração da chama, representado na tabela 1.1:

TABELA 1.1

Solução

Fórmula

Cor da chama

1

Sulfato de cobre

CuSO4

Verde

2

Cloreto de sódio

NaCl

Laranja

3

Cloreto de lítio

LiCl

Vermelho

4

Cloreto de potássio

KCl

Lilás

5

Cloreto de bário

BaCl2

Amarelo

6

Cloreto de cálcio

CaCl2

Vermelho intenso

4. QUESTÕES DE VERIFICAÇÃO

1). Explique o mecanismo de emissão de luz pelo material aquecido na chama (use a Teoria de Bohr).

R: O cientista dinamarquês Niels Bohr aprimorou em 1913, o modelo atômico de Rutherford – baseado na teoria de que o núcleo do átomo é formado por prótons e ao redor do núcleo estão os elétrons – utilizando a teoria de Max Planck. Em 1900, Planck já havia admitido a hipótese de que a energia não seria emitida de modo contínuo, mas em “pacotes”. A cada “pacote de energia” foi dado o nome de quantum. Surgiram assim, os chamados Postulados de Bohr:

  • Os elétrons se movem ao redor do núcleo em número limitado de órbitas bem definidas;

  • Movendo-se em uma órbita estacionária, o elétron não emite nem absorve energia;

  • Ao saltar de uma orbita para outra, o elétron emite ou absorve uma quantidade definida de energia, chamada quantum.

E essa emissão de energia é explicada assim: quando uma certa quantidade de energia é fornecida a um determinado elemento químico, (no caso da chama, energia em forma de calor), alguns elétrons da última camada de valência absorvem esta energia passando para um nível de energia mais elevado, produzindo o que chamamos de estado excitado. Quando um desses elétrons excitados retorna ao estado fundamental, ele libera a energia recebida anteriormente em forma de radiação (Luz). Cada elemento libera a radiação em um comprimento de onda característico, pois a quantidade de energia necessária para excitar um elétron é única para cada elemento.

2). Consultando a tabela a seguir, determine qual elemento sofre transição eletrônica mais energética e qual sofre a menos energética. Justifique.

TABELA 1.2

Elemento Químico

Linhas Espectrais (Comp. de Onda em nm)

Sódio (Na)

589,6 e 589

Potássio (K)

410,9 e 408,5

Bário (Ba)

535,5

Cálcio (Ca)

665,4

Lítio (Li)

680,8

Cobre (Cu)

468,5

R: O elemento que sofre transição eletrônica mais energética é o Potássio (K) e a menos energética é o Lítio (Li ). Isso ocorre porque a energia da radiação depende do comprimento de onda; quanto menor o comprimento maior é a energia necessária para sofrer transição e vice-versa.

3). Baseando-se na figura abaixo, marque aproximadamente as linhas espectrais dos elementos metálicos que você observou na chama.

TABELA 1.3

400 nm

500 nm

600 nm

700 nm

Violeta

Azul

Verde

Amarelo

 

Alaranjado

 

Vermelho

 

Na

 

 

 

 

 

 

 

 

K

 

 

 

 

 

 

 

 

Ba

 

 

 

 

 

 

 

 

Ca

 

 

 

 

 

 

 

 

Li

 

 

 

 

 

 

 

 

Cu

 

 

 

 

 

 

 

 

4). Analise os desvios experimentais (se ocorreram).

R: Comparando a Tabela 1.2 com a 1.3 percebe-se que as colorações obtidas estão bem próximas dos comprimentos de onda das linhas espectrais apresentadas, considerando desprezíveis os desvios experimentais.

5). Calcule a energia da radiação eletromagnética emitida pelo cálcio ao ser aquecido na chama.

E = energia de radiação eletromagnética (em Joules).

h = constante de Planck (6,7 . 10-34 J.s)

c = velocidade da luz no vácuo (3,0 . 108 m.s-1)

= comprimento de onda da radiação (m)

5. BIBLIOGRAFIA:

  • Feltre, Ricardo. Química Geral. Vol 1. ed. Moderna, 2004.

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