TESTE DA CHAMA
TESTE
DA CHAMA
GIBSON, France Barbosa
RESUMO
O ensaio da chama é um método que busca identificar elementos químicos a
partir da coloração emitida em uma chama. O presente relatório tem como objetivo observar e a cor da chama associada à
presença de elementos químicos metálicos presentes em sais. Quando o composto a ser estudado é submetido ao
aquecimento, em uma chama, os íons presentes no metal começarão a emitir luz.
Baseado no espectro de emissão do elemento, o composto irá modificar a cor da
chama para uma cor característica, no experimento foram utilizados os sais de
KI, Pb(NO2)3, SnCl e NaCl sendo verificados suas
colorações.
Palavras-chave: Coloração. Metal. Chama.
INTRODUÇÃO
Em meados do século
XVIII começaram os estudos sistemáticos de identificação de compostos pelo uso
de chamas, conduzidos mais ou menos de modo simultâneo por vários pesquisadores.
Thomas Melvill (1726-1753) observou, em 1752, o espectro de linhas brilhantes
emitido por chamas contendo sais metálicos. Em 1758, Andreas Marggraf
(1709-1782) conseguiu diferenciar sais de sódio e sais de potássio pela cor de
suas chamas.
Fraunhofer (1787-1826)
fez o mesmo tipo de estudo, observando em particular o par de linhas amarelas
emitidas pelo sódio, quando fazia estudos de índice de refração de vidros. Tais
estudos redundaram na construção do espectroscópio de Bunsen e Kirchoff
(Lockemann, 1956), valioso instrumento de identificação de metais, que culminou
com a descoberta, pelos dois cientistas, dos elementos césio e rubídio.
Esta vasta gama de
estudos permitiu, em 1928, que o botânico dinamarquês Henrik Lundegardh (1888-1969)
criasse a fotometria de chama (GRACETTO,
2006).
O teste da chama baseia-se na teoria da
mecânica quântica. Einstein, um pouco mais tarde que Planck, enunciou-a,
verificando por numerosas experiências de que a
matéria emite ou absorve uma radiação, a energia E é emitida ou
absorvida em quantidades discretas iguais a hν; tem-se, assim, E =
hν, onde ν designa a freqüência da radiação considerada e h a
constante universal de Planck (h = 6.5510-27 erg. sec). A constante h
foi introduzida na Física por Planck, em 1900, em seus célebres trabalhos
sobre a intensidade específica da radiação de origem térmica que existe no
interior de um recinto isotérmico.
A aplicação da teoria dos quantum ao estudo da
estrutura dos átomos e de suas raias espectrais de emissão e de absorção foi
feita, pela primeira vez, por Niels Bohr em 1913. A teoria atômica de
Bohr utilizou-se do modelo atômico de Rutherford (RAMOS, 2004).
No trabalho de Bohr, foi aplicada pela primeira
vez a hipótese quântica para explicar a estrutura atômica com razoável sucesso.
Entretanto, a teoria de Bohr estava parcialmente incorreta, sendo abandonada 12
anos depois para dar lugar a teoria quântica. Havia, contudo, fundamentos
suficientes nas ideias de Bohr que lhe permitiram explicar por que os átomos no
estado excitados emitiam luz somente com certas frequências, a teoria de Bohr trouxe uma contribuição importante para a
compreensão da estrutura atômica (MAHAN, 1995).
OBJETIVO
Observar a cor
da chama associada à presença de elementos químicos metálicos presentes em sais.
PARTE
EXPERIMENTAL
MATERIAIS
E REAGENTES
·
Béquer;
·
Bico de Bussen;
·
Cloreto de
estrôncio (SrCl);
·
Cloreto de
sódio (NaCl);
·
Fio de
platina;
·
Fósforo;
·
Iodeto de
potássio (KI);
·
Nitrato de
chumbo (Pb(NO3)2 );
·
Solução de
ácido clorídrico (HCl);
·
Vidro relógio.
PROCEDIMENTO
Colocou-se uma pequena quantidade da solução de HCl dentro de um béquer para
que pudesse ser feita a limpeza do fio de platina.
O fio de patina foi mergulhado na solução de HCl e levado a chama do
bico de Bunsen para ser retiradas as impurezas nele contidas.
Em seguida, com a ajuda de uma espátula, foram coletados em quatro
vidros de relógio os seguintes sais SrCl, NaCl, KI e Pb(NO2)3.
Na sequência, mergulhou-se o fio de platina no vidro de relógio contendo
o SnCl para que o sal aderisse ao fio e submetido ao aquecimento na chama do bico de Bunsen.
Logo após foi efetuada a limpeza do fio de platina, mergulhando-o na solução de
HCl e levando o em seguida a chama.
Este procedimento foi repetido com todos os demais sais, observando-se a
coloração da chama emitida por cada um dos sais testados.
RESULTADOS
E DISCUSSÕES
Na análise por
ensaio de chama, utiliza-se um fio de platina, preso ao cabo, o fio é limpo por
imersão em ácido clorídrico concentrado e, então, aquecido na zona de fusão da
chama do bico de bunsen; o fio estará limpo quando não transmite cor a chama. O
fio é novamente mergulhado ao ácido clorídrico concentrado e uma pequena porção
da substância em exame é retida no fio que volta para a chama oxidante, e então
pode observar a cor transmitida a chama.
Nos ensaios de
chama, conforme Vogel (1981), ocorre às interações atômicas através dos níveis
e subníveis de energia quantizada, ele baseia-se na possibilidade de muitos
íons metálicos e seus sais conferirem uma cor característica quando é vaporizado
numa chama, isso porque todo átomo quando aquecido ou recebe um descarga
elétrica, absorve energia, que em seguida é emitida como radiação, ou seja, uma
linha espectral pode ser absorvida e também emitida quando de alguma forma o
átomo é excitado. Cada elemento químico apresenta um espectro de linha distinto
que este relacionado com sua natureza atômica.
Os sais
de KI, Pb(NO2)3,
SrCl e NaCl, quando sujeitos a elevadas temperaturas, veem os
seus íons metálicos, cátions que os constituem, passarem do estado fundamental
a estados excitados, com posterior emissão de radiações de cor característica,
sob a forma de uma chama colorida.
A tabela
1 mostra as colorações observadas através do experimento do teste da chama
comparando os com os da literatura encontrada.
Tabela 1: Ensaio da chama
Inferência
|
Chama
|
Sódio
|
Amarelo dourado persistente
|
Potássio
|
Violeta (lilás)
|
Estrôncio
|
Vermelho-tijolo (vermelho amarelado)
|
Chumbo
|
Azul – branco
|
Fonte:
Vogel (1986)
A primeira amostra
analisada foi o cloreto de
sódio que emitiu a coloração amarela, como afirma Vogel (1986) essa coloração é característica
do elemento sódio, apresenta
baixa energia de ionização igual a 497,5 kj mol -1, quando o elétron
e irradiado pela luz a energia absorvida excita-o para um nível de energia
superior. O elétron retorna ao nível inicial liberando energia que pode ser
calculada pela equação de Planck. Sabe-se que a cor amarela tem comprimento de
onda que varia entre 597 e 577 nm e a velocidade da luz é igual 299 792 458
m/s.
O iodeto de potássio ao ser submetido ao
aquecimento apresentou coloração violeta, logo essa coloração é característica
do metal potássio.
Segundo Gracetto (2006),
os metais, sobretudo os alcalinos e alcalinos terrosos são os elementos cujos
elétrons exigem menor energia para serem excitados. A partir do Modelo atômico
de Bohr, ficou estabelecido que os átomos possuem regiões específicas disponíveis
para acomodar seus elétrons – as chamadas camadas eletrônicas.
O Nitrato de chumbo
na chama apresentou coloração azul claro que, de acordo com Vogel (1986), é proveniente
do cátion de chumbo (comprimento
de onda 465 nm).
O cloreto de estrôncio apresentou uma
coloração vermelho, proveniente dos íons de estrôncio. Esse
espectro, característico de cada elemento químico, é sempre o mesmo, quer o
elemento esteja isolado quer esteja combinado com outros elementos em
diferentes compostos químicos.
Uma das mais
importantes propriedades dos elétrons é que suas energias são quantizadas, isto é, um elétron ocupa
sempre um nível energético bem definido e não um valor qualquer de energia. Se,
no entanto um elétron for submetido a uma fonte de energia adequada (calor,
luz, etc.), pode sofrer uma mudança de um nível mais baixo para outro de
energia mais alto (excitação), isso pode ser observado quando os sais de KI, Pb(NO2)3,
SrCl e NaCl foram submetidos a uma fonte de calor no Bico de
Bussen.
O estado excitado é um estado metal-estável (de curtíssima duração) e,
portanto, o elétron retorna imediatamente ao seu estado fundamental. A energia
ganha durante a excitação é então emitida na forma de radiação visível do
espectro eletromagnético que o olho humano é capaz de detectar.
CONSIDERAÇÕES
Ressalta-se
que, através do teste de chama pode-se comprovar a origem das cores e
associá-las com a presença de metais nos sais testados com a estrutura
eletrônica dos átomos. Com a energia liberada na combustão, os elétrons
externos dos átomos dos metais são promovidos a estados excitados e, ao retornarem
ao seu estado eletrônico iniciais, liberam a energia excedente na forma de luz.
A cor, comprimento de onda, da luz depende da estrutura eletrônica do átomo.
REFERÊNCIAS
GRACETTO,
A. C.; HIOKA, N.; FILHO, O. S. Combustão, chamas e testes de chamas para cátions. Revista Química Nova na Escola, número 23, Maio, 2006.
LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 5° Ed. São Paulo: EBL, 1999.
MAHAN, B.M.; MYERS, R. J. Química
um curso universitário. Tradução da 4ª edição americana, 1995.
RAMOS, T. Introdução à mecânica dos quanta Parte III. Revista
Brasileira de Ensino de Física: 26 (1), 2004.
VOGEL, A. I. Química Analítica Quantitativa. 5° Ed. São Paulo: Mestrejou, 1981.
BONS ESTUDOS!!!!!
MUITO OBRIGADAAAAAA............................................................................
ResponderExcluirMto bom, sempre tenho duvidas de como fazer o relatorio, a esta altura deve ter pegado seu diploma.
ResponderExcluirMuito bom...
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